• SUBSTANCIAS QUÍMICAS
• MASA ATÓMICA, MASA MOLECULAR, MOL
• COMPOSICIÓN CENTESIMAL DUN COMPOSTO
• DETERMINACIÓN DA FÓRMULA DUN COMPOSTO POR ANÁLISE ELEMENTAL: FÓRMULA EMPÍRICA E MOLECULAR
• MESTURAS. MESTURAS HOMOXÉNEAS: MESTURAS DE GASES; DISOLUCIÓNS LÍQUIDAS
• FORMAS DE EXPRESAR A CONCENTRACIÓN DAS DISOLUCIÓNS
• PREPARACIÓN DE DISOLUCIÓNS
• COMPORTAMENTO DOS GASES EN CONDICIÓNS IDEAIS. ECUACIÓN DE ESTADO. LEI DE DALTON DAS PRESIÓNS PARCIAIS
• DETERMINACIÓN DA MASA MOLECULAR DUN GAS A PARTIR DOS VALORES DE MAGNITUDES RELACIONADAS COA ECUACIÓN DE ESTADO
• REACCIÓN QUÍMICA. ECUACIÓN QUÍMICA
• CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Dorothy Mary Crowfoot Hodgkin (1910–1994)

   O Premio Nobel de Química 1964 foi outorgado á británica Dorothy Crowfoot Hodgkin "polas súas determinacións mediante técnicas de raios X das estruturas de importantes substancias bioquímicas". Axudou a desenvolver a técnica de cristalografía de raios X, un método utilizado para identificar as estruturas tridimensionais dos cristais. Entre os seus descubrimentos máis importantes atópanse a confirmación da estrutura da penicilina así como a estrutura da vitamina B₁₂, pola que recibiría o Premio Nobel.

   En 1969, despois de 35 anos de traballo, foi capaz de descifrar a estrutura da insulina. Hodgkin é considerada como unha pioneira no campo de estudos de biomoléculas mediante técnicas de cristalografía de raios X.

SUBSTANCIAS QUÍMICAS

   O mundo é unha mestura de substancias que se atopan en tres estados físicos diferentes. Os gases, tal como se atopan no aire, enchen calquera recipiente que os conteña. Os líquidos son compactos pero suficientemente fluídos para adaptarse á forma do recipiente ata o volume que ocupen. Os gases contráense e expanden facilmente, mentres que os líquidos son practicamente incompresibles. Os sólidos son corpos ríxidos que manteñen un volume e forma definidos.

   Nun sistema, é dicir, nunha parte illada do universo material, a materia pode existir en fases. Unha fase é un sistema física e químicamente uniforme. A materia que posúe unha soa fase é considerada homoxénea. As fases distínguense por límites claros, como os que existen entre sólido e líquido, entre líquido e gas, ou entre materiais sólidos distintos. A materia que posúe dúas ou máis fases e substancias distintas considérase heteroxénea. Unha substancia pura nun dos tres estados debe ser homoxénea, pero unha materia homoxénea non é necesariamente unha substancia pura. As mesturas homoxéneas chámanse disolucións.

   Para identificar unha substancia debemos medir algunhas das súas propiedades e comparalas coas de substancias coñecidas. Tamén debemos posuír criterios para distinguir as substancias puras das disolucións. As propiedades extensivas dependen da cantidade de materia presente. A masa, o volume, a calor almacenada, son propiedades extensivas. As propiedades intensivas, como a densidade ou a temperatura, son independentes da cantidade de materia presente.

   Dicimos que as substancias teñen propiedades físicas, respostas a estímulos que non cambian a composición do material, e propiedades químicas, respostas a estímulos que cambian as substancias noutras. Entre as propiedades físicas de substáncialas atópanse a masa, densidade, forma, cor, punto de fusión, punto de ebulición, a calor que debe eliminarse para solidificar unha masa dada de líquido (ou que debe engadirse para vaporizarlo), a calor necesaria para elevar a temperatura un determinado numero de graos, a súa viscosidade etc. As propiedades químicas describen que novas substancias poden producirse a partir dunha substancia dada. Así, a auga pode descompoñerse por electrólise en hidróxeno e osíxeno, pode oxidar o carbón a monóxido de carbono ou reducir o flúor a fluoruro de hidróxeno. etc. Todo cambio químico ou físico é acompañado sempre por un cambio definido de enerxía. Nas substancias puras estas propiedades son fixas e constantes, mentres que nas disolucións son variables.

   A medida que a química se desenvolveu a partir da alquimia entre os séculos XVI e XIX, fíxose evidente que as substancias puras con propiedades definidas estaban formadas na maioría dos casos por outras substancias. Por exemplo, os cristais de vitriolo azul podían quentarse para obter sulfato de cobre branco e vapor de auga nunha proporción en peso constante. Os químicos daquel período razoaron que debía existir algunha substancia, ou substancias elementais, que non puideran ser descompostas. A maioría dos primeiros intentos de definir as substancias elementais estiveron influenciados polas conclusións dos antigos filósofos gregos que afirmaron que a terra, a auga, o aire e o lume eran elementos. Agora vemos que estes corresponden aos conceptos actuais dos tres estados da materia (sólido, líquido e gas), e se cadra, ao concepto de enerxía (lume). No século XVII Robert Boyle deu unha definición operacional dun elemento que dicía en síntese, "un elemento é unha substancia que gaña sempre peso ao sufrir un cambio químico". Esta definición non nos permite identificar sen dúbidas unha substancia como elemento, xa que existe sempre a posibilidade de que poida acharse unha reacción química que descompoña esta substancia. Con todo, unha substancia que non se adapte a definición de Boyle non pode ser considerada un elemento. A medida que aumentou a lista dos elementos, os químicos -en particular Antoine Lavoisier- desenvolveron un certo instinto para recoñecer as propiedades dos compostos. Lavoisier mesmo afirmou que a sosa cáustica (hidróxido de sodio) era sen dúbida un composto vinte anos antes de que fose posible descompoñela nos tres elementos que a constitúen.

   Que tipos de materiais foron identificados como elementos? A maioría dos metais puros son tamén elementos. Os metais comerciais e industriais, cobre, prata, ouro, ferro, platino, chumbo, aluminio, cinc, mercurio, níquel, uranio, magnesio, estaño e volframio, todos son elementos. De feito dos 118 elementos coñecidos, todos menos 22 teñen propiedades metálicas. Cinco dos elementos restantes (helio, neón, argón, criptón e xenón) foron descubertos nunha mestura de gases minoritarios cando foron eliminados o nitróxeno e o osíxeno do aire. Estes gases "nobres" eran considerados inertes á combinación química ata que en 1962 fíxose reaccionar o xenón co flúor, o non metal químicamente máis activo. Os demais non metais químicamente activos, ou son gases (hidróxeno, nitróxeno, osíxeno e cloro), ou sólidos cristalinos quebradizos (carbón, xofre, fósforo, arsénico e iodo). Só hai un elemento non metálico líquido en condicións comúns, o bromo.

   Os compostos son substancias puras formadas de dúas ou máis elementos, que poden descompoñerse nestes por medios químicos.

MASA ATÓMICA, MASA MOLECULAR, MOL

    A teoría atómica de Dalton, completada coas ideas de Avogadro, foi dunha gran axuda para o desenvolvemento da química no século XIX. Así mesmo os últimos anos do século XIX os átomos considerábanse coma se fosen realmente esferiñas indivisibles, inmutables, correspondéndolle a cada elemento átomos que tiñan a mesma masa e unha natureza idéntica. A unión dos átomos, iguais ou diferentes, orixinaba as moléculas.

   Aínda que xa polo 1830 os traballos de Faraday sobre a electrólise conduciran á hipótese de que as partículas da corrente eléctrica eran electróns, houberon de pasar unha morea de anos, xustamente ata 1897, para que se confirmase a existencia dos electróns como compoñentes da materia. Tal confirmación chegou ao facerse descargas eléctricas de alta voltaxe no seo de gases a presións moi baixas. Viuse, entón, que os electróns eran partículas constituíntes de todos os átomos e obtívose, experimentalmente, a súa masa e a súa carga, que resultaron ser iguais para todos eles. A existencia dos electróns botou por terra a hipótese da indivisibilidade dos átomos e mostrou a complexidade destes.

   Tamén nestes anos descubriuse a radioactividade e os científicos, asombrados, comprobaron que certos elementos transformábanse, por si mesmos, uns noutros, descartando a hipótese da inmutabilidade dos átomos. O máis frecuente é que os elementos radioactivos orixinen outros que tamén o sexan e de proseguir o proceso temos unha cadea ou serie radioactiva. Os físicos decatáronse de que algúns membros da cadea, químicamente, eran idénticos, aínda que os seus comportamentos radioactivos non tiveran ningunha semellanza. Supúxose que se trataba do mesmo elemento que estaría constituído, en cada caso, por átomos de masa distinta, aos que se nomeou isótopos. Esta hipótese, que contradí tamén a teoría atómica de Dalton, foi confirmada experimentalmente estudando as desviacións que sofren os ións positivos, que se producen nun tubo de descarga, ao atravesar campos eléctricos e magnéticos. Hoxe en día facendo entrar un feixe de ións positivos dun elemento, á mesma velocidade, nun campo magnético uniforme lógrase separar os ións segundo a súa masa. Deste xeito, nos chamados espectrómetros de masas, separamos os isótopos e obtemos con moitísima precisión as súas masas.

   Para expresar as masas dos átomos utilízase, na actualidade, como unidade a doceava parte da masa do isótopo máis abundante do carbono ao que se lle asigna 12 unidades de masa atómica, é dicir, 12 u. Cando dicimos, por exemplo, que 23 é a masa dun átomo de sodio trátase dun valor relativo, referido ao carbono-12, a súa masa é 23 u.

   A masa atómica dun elemento é a masa media ponderal dos seus isótopos, en unidades de masa atómica, u, calculada tendo en conta a masa dos seus isótopos e a porcentaxe que ten o elemento de cada un deles. Podemos así, facer unha escala de masas atómicas referidas ao patrón carbono-12.

   A masa molecular dunha substancia é a suma das masas atómicas dos átomos da molécula en unidades de masa atómica.

   Coñecendo a fórmula da substancia a súa masa molecular é moi fácil de obter. Por exemplo: a fórmula da auga é H₂O e as masas atómicas M(H) = 1,008 u e M(O) = 16,00 u, entón

M(H₂O) = 2 · 1,008u + 16,00u = 18,02u

   No caso de que as substancias non sexan moleculares, seguimos falando de masa molecular. Outros autores prefiren falar, neste caso, de masa fórmula. Unha fórmula nestas substancia non representa unha molécula, pois non hai moléculas. Entón que quere dicir que a fórmula do sal común sexa NaCl? Pois sinxelamente que na súa rede cristalina hai tantos ións cloruro (Cl^-) como ións sodio (Na⁺). Con todo e iso nós diremos que a masa molecular relativa do NaCl é

M(NaCl) = 22,99u + 35,45u = 58,44u

EXERCICIOS PARA REPASAR

   Chegamos aquí a enfrontarnos a un problema fundamental para os químicos. Se temos unha masa dunha substancia cantas partículas ten? Ou se temos un determinado número de moléculas que masa ten? Relacionar masa co número de partículas é esencial para realizar cálculos ao químico. Pero como facelo? Hai dúas alternativas. Unha é fixar un número de partículas para cada substancia e medir a súa masa, por exemplo un cuatrillón de partículas, 10²⁴, e medir a masa de 10²⁴ partículas de calquera substancia, obteriamos unha táboa de innumerables valores tantos como substancias coñezamos. Outra alternativa é partir dunha masa calquera dunha substancia e determinar cantas partículas contén. Tamén nos xera unha táboa de valores inmensa. Pero neste caso temos unha mellor solución. Xa coñecemos un valor de masa para cada partículas como é a súa masa atómica ou a súa masa molecular, Por exemplo:

M(H) = 1u
M(O) = 16u
M(Fe) = 55,8u
M(H₂O) = 18u
M(C₆H₁₂O₆) = 180u
M(PCl₅) = 208,25u

   Un átomo de osíxeno ten unha masa 16 veces maior ca do hidróxeno, ou unha molécula de auga ten unha masa 18 veces maior ca do hidróxeno. Se usamos estas masas que xa coñecemos en gramos:

M(H) = 1g
M(O) = 16g
M(Fe) = 55,8g
M(H₂O) = 18g
M(C₆H₁₂O₆) = 180g
M(PCl₅) = 208,25g

  Todas deben conter o mesmo número de partículas. Pero cantas? Este é un dos valores determinado de máis formas diferentes polos químicos e o seu valor é 6,02·10²³ Coñécese como número de Avogadro. É un valor inmenso, pero é real. 

   Propóñoche un exercicio, supón que tes unha cullerada de auga, que poden ser uns 18g de auga, é dicir un mol. Se puideses ir quitando moléculas de millón en millón cada segundo canto tardarías en baleirar a culler?

   O número de Avogadro (N_A) defínese como o número de átomos de carbono que hai en 12g de C-12. Ten un valor de 6,02·10²³ partículas, xa sexan átomos, moléculas ou calquera outra. É dicir,

N_A x M(C-12) = 12g 

N_A x 12u = 12g 

1u = 1/N_A g

   Polo tanto o Mol é a magnitude que relaciona a masa co número de partículas.

      Para dar unha definición de Mol debemos ter en conta tanto a masa como o número de partículas.

   Mol dun sistema material é a cantidade de substancia que contén un número de Avogadro (N_A) de partículas dese sistema, é dicir, 6,02·10²³ partículas, e ten unha masa en gramos que coincide coa masa atómica, se as súas partículas son átomos, ou coa masa molecular se as súas partículas son moléculas.

   Así un mol de átomos de sodio serán N_A átomos de sodio, un mol de moléculas de cloro N_A moléculas de cloro, mesmo, un mol de electróns son N_A electróns, etc. 

   Fíxate que así como unha ducia indica 12 obxectos, un mol indica para o químico 6,02·10²³ obxectos.

   A masa de 1 mol en gramos denominámola masa molar (M_m):

M_m (Li) = 6,94 g/mol
M_m (NaCl) = 58,44 g/mol

   A partir de agora terás que distinguir, por exemplo para a auga:

Masa molecular: M(H₂O) = 18,015 u
Masa molar: M_m(H₂O) = 18,015 g mol⁻¹

   Lembra con este vídeo como podes calcular o número de moles:

EXERCICIOS PARA REPASAR

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DUN COMPOSTO

   Para representar as distintas especies de átomos empréganse símbolos. Así, C é o símbolo do carbono; N, o do nitróxeno; F, o do flúor etc.

   Para representar as moléculas úsanse as fórmulas. Unha fórmula é un conxunto de símbolos e números en forma de subíndices. Por exemplo, H₂O₂ é a fórmula da auga osixenada; Na₂S, a do sulfuro de sodio, Ba(NO₃)₂ a do nitrato de bario; Cl₂, a do cloro etc.

   É dicir, o símbolo representa a un átomo, mentres que a fórmula representa a unha molécula ou a unha estrutura cristalina.

   A gran utilidade do emprego das fórmulas, ademais da simplicidade que supoñen, radica en que nos expresan a composición cualitativa e cuantitativa das moléculas. Así, H₂O₂ indica: 1º que a auga osixenada está composta por dous elementos, hidróxeno e osíxeno, e 2º que cada unha das súas moléculas está formada por 4 átomos: 2 de hidróxeno e 2 de osíxeno.

   Un composto químico puro presenta a característica xeral de que os distintos elementos que o forman atópanse en proporción fixa e definida, que vén dada pola súa fórmula. (Hai uns poucos compostos aos que non se lles pode asignar unha fórmula química definida; son os compostos "non estequiométricos"). A partir da fórmula do composto e con axuda dunha táboa de masas atómicas, pódese calcular a proporción, en peso, dos distintos elementos presentes nun composto. Pero resulta máis cómodo efectuar este cálculo a través do concepto de mol debido a que permite un uso razoable, e facilmente comprensible, das masas que se teñen da substancia.

   Exemplo: Calcula a composición centesimal, en peso, de cada un dos seguintes compostos: (a) KBr, (b) HNO₃.

   Enténdese por "composición centesimal" a relación entre a masa de cada elemento e a masa total do composto, expresada en porcentaxe. Se se toma como punto de partida un mol de composto, obtense

(a) Un mol de KBr contén:

M_m(KBr) = 39,1 g +79,9 g = 119,0 g

Porcentaxe de K = 39,1g/119,0g·100 = 32,9% K

Porcentaxe de Br = 79,9g/119,0g·100 = 67,1% Br

(b) Un mol de HNO₃ contén:

M_m(HNO₃) = 1,01 g + 14,0 g + 3·16,0g = 63,0 g

Porcentaxe de H = 1,01g/63,0g·100 = 1,6% H

Porcentaxe de N = 14,0g/63,0g·100 = 22,2% N

Porcentaxe de O = 48,0g/63,0g·100 = 76,2% O

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

DETERMINACIÓN DA FÓRMULA DUN COMPOSTO POR ANÁLISE ELEMENTAL: FÓRMULA EMPÍRICA E MOLECULAR

• Fórmula empírica:  

    A fin de determinar os números relativos dos átomos de dous ou máis elementos que forman un composto, fai falta: 

1. Sintetizar unha mostra pura do composto; 
2. Analizar a porcentaxe en peso de cada elemento presente que contén o composto; 
3. Dividir cada porcentaxe pola masa atómica do elemento en cuestión. O resultado é o número de moles de átomos do elemento correspondente; 
4. Dividindo estes valores, do número de moles, polo valor máis pequeno obtemos a proporción en que participan os elementos na fórmula do composto.

   Exemplo: Para certo composto atópase a seguinte composición: 87,5% de nitróxeno e 12,5% de hidróxeno. Que fórmulas son posibles para este composto?

   Primeiro compróbase que os contidos de nitróxeno e hidróxeno suman 100%, confirmando que só hai estes dous elementos.

   En 100 g de composto hai 87,5 g de N e 12,5 g de H. Para transformar estas cantidades en moles, divídese cada unha delas pola masa molar:

n_N = 87,5g/14,0g·mol⁻¹ = 6,25 mol N

n_H = 12,5g/1,0g·mol⁻¹ = 12,5 mol H

   Os coeficientes estequiométricos serán:

Para el N = 6,25/6,25 = 1         Para el H = 12,5/6,25 = 2

   A fórmula máis sinxela ou fórmula empírica deste composto será: NH₂; pero calquera dos seus múltiplos terá a mesma composición, por exemplo, N₂H₄, N₃H₆ etc., ou en xeral, (NH₂)_n, sendo n un número natural. 

• Fórmula molecular:

   Para atopar a fórmula completa e correcta da composto falta un dato complementario, a masa molecular. Esta masa débennola proporcionar nos problemas, ou nos poden dar datos para calculala, por exemplo, datos dun gas, ou valores das propiedades coligativas.

   Exemplo: Para o composto anterior atópase unha masa molecular de 32u. Cal é a súa fórmula molecular?

   A fórmula é un múltiplo da máis sinxela (NH₂)_n. Entón a súa masa molecular será:

(14 +2) n= 16 n = 32, de onde n = 2

   A fórmula molecular do composto é (NH₂)₂ ou N₂H₄.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

MESTURAS. MESTURAS HOMOXÉNEAS: MESTURAS DE GASES; DISOLUCIÓNS LÍQUIDAS

   As mesturas homoxéneas serán as que máis nos interesen neste curso. Poden presentarse nos tres estados de agregación: sólido, líquido e gas. Un exemplo de mestura homoxénea sólida son as aliaxes de metais [Cu+Sn=bronce, Cu+Zn=latón, Fe+C+(outros metais)=aceiros]. Como exemplo de mestura homoxénea gasosa está o aire que respiramos. As mesturas homoxéneas líquidas denominámolas disolucións, onde distinguimos entre disolvente (xeralmente o compoñente que está en maior proporción) e soluto (compoñente minoritario), o disolvente debe estar no mesmo estado de agregación que a disolución. As disolucións diferenciámolas segundo a proporción soluto/disolvente en: disolucións diluídas, cando hai pouco soluto para unha certa cantidade de disolvente; concentradas, cando a cantidade de soluto é grande en proporción ao disolvente; e saturadas, se o disolvente xa non admite máis soluto.

FORMAS DE EXPRESAR A CONCENTRACIÓN DAS DISOLUCIÓNS

   A concentración podémola expresar das seguintes formas, que nos aparecen na vida cotiá:

   Concentración en masa entre volume:

   Dános os gramos de soluto disoltos en cada litro de disolución. Este tipo de concentración atopámolo nas etiquetas de auga mineral, para dar a composición de sales.

   Concentración en porcentaxe en masa:

   Dános os gramos de soluto disoltos en cada 100 gramos de disolución. Aparece en moitas etiquetaxes de alimentos.

   Concentración en porcentaxe en volume:

   Dános os ml de soluto disoltos en cada 100 ml de disolución. Desta forma dáse o grao alcohólico das bebidas alcohólicas, unha cervexa de 6º quere dicir de 6% en volume de alcol.

   Hai outras tres formas de dar a concentración que só nos aparecen no mundo académico da química:

   Molaridade ou concentración molar:

   É a forma máis frecuente de expresar a concentración das disolucións no mundo da química. A molaridade é a relación entre o número de moles de soluto e os litros de disolución. Represéntase por M e as súas unidades son mol/l.

   Molalidade ou concentración molal:

   É a relación entre o número de moles de soluto e os quilogramos de disolvente. Represéntase por m e as súas unidades son mol/kg. Aparece no cálculos dos aumentos ebulloscopicos e descensos crioscópicos que experimentan as disolucións.

   Fracción molar:

   A fracción molar do compoñente i dunha disolución é a relación entre o número de moles de i e o número de moles totais da disolución. Aparece este tipo de concentración na lei de Raoult, e cando queremos calcular a presión parcial dun gas a partir da presión total.

   Para dous compoñentes dunha disolución: soluto e disolvente:

PREPARACIÓN DE DISOLUCIÓNS

Para preparar unha disolución temos que facer cálculos: da masa de soluto se é un soluto sólido ou do volume de disolución se o soluto está en forma de disolución concentrada, como pasa cos ácidos de laboratorio.

A) Masa de soluto que precisamos para preparar unha disolución

B) Volume de disolución concentrada que precisamos para preparar unha disolución

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

COMPORTAMENTO DOS GASES EN CONDICIÓNS IDEAIS. ECUACIÓN DE ESTADO. LEI DE DALTON DAS PRESIÓNS PARCIAIS

   Lei de Avogadro:

   En volumes iguais de gases diferentes hai o mesmo número de moléculas cando a temperatura e a presión son constantes. Por tanto o número de moléculas, e o número de moles, é proporcional ao volume, V, do gas:

   Lei de Boyle:

   A temperatura constante, os volumes que ocupan unha mesma masa de gas son inversamente proporcionais ás presións que soportan:

   Lei de Charles e Gay-Lussac:

   Todos os gases posúen igual coeficiente de dilatación, é dicir, ao producirse un mesmo aumento de temperatura, o incremento do volume é o mesmo para todos.

   A gráfica V-T é unha recta, o que confirma a relación lineal entre ambas as magnitudes. O volume do gas vaise contraendo a medida que a temperatura diminúe. Se esta é o suficientemente baixa o gas licua (a recta córtase). Se prolongamos a recta obtemos por extrapolación que a temperatura á cal o volume de calquera gas debería ser nulo é −273,15ºC. Esta temperatura tómase como cero dunha nova escala chamada absoluta ou Kelvin, −273,15ºC = 0K. Se T é a temperatura absoluta e t a centígrada, redondeando cúmprese que

   Expresando a temperatura en graos Kelvin, a lei de Charles e Gay-Lussac queda nunha forma moi sinxela: a presión constante, o volume dunha mesma masa de gas é directamente proporcional á temperatura absoluta:

   Ecuación de estado dos gases:

   Esta ecuación abarca ás tres leis anteriores:

   Ou tamén

   chamada ecuación de estado do gas ideal, válida para o estudo dos gases a presións baixas. A presións elevadas as interaccións entre as moléculas e o propio tamaño das mesmas fai preciso introducir parámetros correctores nesta ecuación.

   As tres ecuacións pódense reunir nunha soa, onde R é a constante de proporcionalidade que engloba as anteriores k, k', k''.

   O valor de R áchase sabendo que un mol de gas ocupa 22,4 L a 1 atmosfera e 273 K:

   Lei de Dalton:

   Baixo o suposto de que as moléculas dos gases ideais non interaccionan nin ocupan volume, as moléculas dun gas non exercerán ningún efecto sobre as doutro gas. Por tanto se imos inxectando varios gases A, B, C,... nun recipiente de volume V á temperatura T, cada gas da disolución exercerá a mesma presión que se estivese el só no recipiente. A lei de Dalton dinos que nunha mestura gasosa, a presión total da mestura é a suma das presións parciais dos gases que a forman.

   sendo P_A, P_B, P_C... as presións parciais de cada gas na disolución. Sumando estas presións parciais:

  e como a segunda paréntese é o número total de moles da mestura, n_T, o primeiro será a presión total, P_T, exercida pola mestura, é dicir

P_T = P_A + P_B + P_C

   Dividindo a ecuación correspondente a cada gas entre a ecuación correspondente a todos os gases:

   Por tanto podemos calcular a presión parcial dun gas coñecendo a fracción molar dese gas e a presión total.

    No seguinte vídeo tes unha reacción con desprendemento dun gas. Observa como se recolle o gas sobre a auga, para os cálculos deberemos ter en conta a presión de vapor que produce a auga.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

DETERMINACIÓN DA MASA MOLECULAR DUN GAS A PARTIR DOS VALORES DE MAGNITUDES RELACIONADAS COA ECUACIÓN DE ESTADO

   O máis frecuente é expresar a densidade do gas en gramos por litro, en C.N. Se se elixe o volume de 22,4 litros, entón a densidade do gas é a masa en gramos de 22,4 l do mesmo, pero como a masa en gramos de 22,4 l dun gas en C.N. é a masa molar do mesmo, resulta que a densidade dun gas en C.N. en gramos por 22,4 l ten o mesmo valor que a masa molar. Disto dedúcese que a densidade dun gas en g/l e C.N. obterase simplemente por división da masa molar por 22,4 l. Ou viceversa, a masa molecular dun gas pódese obter por multiplicación da súa densidade en g/l en C.N. por 22,4 l.

   Como a densidade do aire é 1,29 g/l podemos atopar unha expresión que nos permita calcular a masa molecular dun gas en C.N. a partir da densidade relativa do gas:

REACCIÓN QUÍMICA. ECUACIÓN QUÍMICA

   Por exemplo, na combustión do metano prodúcese dióxido de carbono e auga. A ecuación que representa esta reacción é:

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

   Para que a ecuación cumpra coa lei de conservación da masa é imprescindible que estea axustada ou igualada, é dicir, que haxa o mesmo número de átomos en cada membro da ecuación. Utilízanse entón uns números, os coeficientes estequiométricos, que se colocan diante das fórmulas e indican o número relativo de moléculas.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

   En determinados casos fai falta especificar o estado físico: sólido (s), líquido (l), gas (g), ou disolución acuosa (aq), en que se atopan as substancias nas condicións da reacción.

CH_4(g) + 2 O_2(g) → CO_2(g) + 2 H₂O_(l)

   Se na reacción interveñen ións, hai que igualar as cargas, para que cumpra a lei de conservación da carga. Por exemplo:

Zn + Ag⁺ → Zn²⁺ + Ag

Zn_(s) + 2 Ag⁺ _(aq) → Zn²⁺ _(aq) + 2 Ag_(s)

   Tipos de reaccións químicas:

1.- Reaccións de síntese:

2 H₂ (g) + O₂ (g) →  2 H₂O (l)

   A partir dos elementos obtemos un composto.

2.- Reaccións de descomposición:

CaCO₃ (s) → CaO (s) + CO₂ (g)

   Unha única susbtancia descomponse en varias.

3.- Reaccións de desprazamento.

Cu (s) + 2 AgNO₃ (aq) → Cu(NO₃)₂ (aq) + 2 Ag (s)

   Un elemento máis activo reemplaza a outro menos activo nun composto.

4.- Reaccións de dobre desprazamento:

Na₂CO₃ (aq) + CaCl₂ (aq) → CaCO₃ (s) + 2 NaCl (aq)

   Prodúcese un intercambio entre dous compostos, no exemplo vese favorecido pola precipitación de carbonato de calcio.

5.- Reaccións de neutralización, ou ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)

   Segundo o modelo de Brönsted-Lowry denomínanse tamén reaccións de transferencia protónica.

6.- Reaccións Redox: 

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

    Tamén denominadas reaccións de transferencia de electróns.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

   Para a reacción anterior, a combustión do metano, podemos atopar unha posibles masa que poden reaccionar e obterse, transformando os moles en masa:

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

1 mol + 5 mol  → 3 mol + 4 mol

44g + 5·32g  → 3·44g + 4·18g

   A ecuación axustada proporciónanos a seguinte información: 1 mol de C₃H₈ con 5 moles de O₂ permítennos obter 3 moles de CO₂ e 4 moles de H₂O.

   Se calculamos as masas molares podemos dicir: 44g de C₃H₈ con 5·32g de O₂ permítennos obter 3·44g de CO₂ e 4·18g de H₂O.

   Estas relacións en masa permítennos facer cálculos químicos, que chamaremos cálculos estequiométricos.

   Exemplo: A descomposición térmica do carbonato de calcio produce óxido de calcio, ou cal vivo, e dióxido de carbono. Calcula a masa de cal que podemos obter a partir de 500g de carbonato de calcio.

1.- Cálculos con masas.

   Son os máis sinxelos, primeiro axustamos a ecuación química, facemos unha lectura en moles, debaixo dos moles poñemos a incógnita e o dato que nos dan, e por último expomos unha proporción. Non esquezas poñer as unidades á resposta.

Na seguinte práctica determinamos a auga de cristalización dun sal hidratado como é o sulfato de cobre.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

2.- Cálculos con gases en condicións normais.

   Facemos o mesmo que no caso anterior, pero os moles das substancias que sexan gases, e estean en condicións normais, poñémolos en litros, sabendo que un mol de calquera gas ocupa 22,4L en C.N.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

3.- Cálculos con gases en condicións non normais.

   Se nos dan unhas condicións que non son condicións normais, é dicir, T=0ºC e P=1atm, usamos a ecuación dos gases, PV=nRT para calcular o volume de gas nas novas condicións.

   Nesta práctica podes observar o traballo de dobrado de vidro, que logo utilizamos nunha reacción de desprendemento de gases, como a reacción do carbonato de calcio con ácido clorhídrico:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

4.- Cálculos con reactivos en disolución.

   Cando algún dato é un volume dunha disolución de determinada concentración, debemos calcular os moles de soluto puro, ou a masa de soluto puro, para realizar os cálculos.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

5.- Cálculo do reactivo limitante.

   Cando se realiza unha reacción adóitase utilizar un dos reactivos en exceso para garantir dúas cousas, que o reactivo que está en menor proporción reacciona completamente e que a reacción transcorra a máis velocidade.

   Se nun problema dannos só a cantidade dun reactivo debemos supoñer que os demais están en exceso, aínda que non o digan. Pero ás veces dannos datos de dous reactivos. Neste caso debemos calcular o reactivo limitante que será o que estea en menor proporción e será o que nos condicione a cantidade máxima de produtos que podemos obter. Se os coeficientes estequiométricos fosen todos 1, bastaría comparar os moles de cada reactivos para saber o que está en menor proporción, pero se os coeficientes son distintos debemos calcular para cada reactivos o cociente entre o número de moles e o coeficiente que ten na ecuación, o reactivo con este cociente menor será o reactivo limitante e será o único que usaremos para os cálculos.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

6.- Cálculos con reactivos non puros.

   Se os reactivos non son puros debemos calcular canto reactivo puro hai na cantidade de reactivo impurificado que nos dan. E usaremos ese valor para os cálculos.

7.- Cálculo do rendemento.

Por varios motivos as reaccións non adoitan ser completas, é dicir, adóitase obter menos produto que o teoricamente calculado. O rendemento dunha reacción é o cociente en porcentaxe entre a cantidade real que se obtén dun produto e a cantidade teórica.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR