Unidad 1: Leyes fundamentales de la Química

 

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El truco del café con leche

 Cuando tengamos una mezcla y no sepamos la masa de la mezcla podemos emplear este "truco" que se deriva del sentido común. 

Lo aplicaremos tanto para mezclas de gases como para disoluciones.

Escenario 1. Si observas esta imagen verás que 

• la concentración (intensidad del color) es diferente en cada café. 
• el volumen también es diferentes, por lo que la cantidad de café (soluto) y la cantidad de leche (disolvente) serán diferentes en cada caso.

Escenario 2. En esta segunda imagen ahora:

• el volumen de la mezcla es el mismo
• la concentración es diferente y por lo tanto vuelve a ocurrir los mismo que en el caso anterior: la cantidad de café (soluto) y la cantidad de leche (disolvente) serán diferentes en cada caso

Escenario 3. Pero ahora piensa que eliges un tipo de café, y lo repartes en varias tazas en porciones diferentes, es decir de diferente volumen.

En este caso en cada taza tendrás

• Diferente cantidad de café, de leche y de café con leche
• Igual concentración, es decir todas las porciones tendrán el mismo sabor.

Observa que en este caso la concentración (fracción molar, molaridad, gs/L..) serán iguales en los dos cafés.

Para comprobarlo puedes jugar con esta hoja de cálculo en la que cambiando la masa total de la mezcla, verás que cambian las masas y moles de cada sustancia que compone la mezcla, pero no cambia la fracción molar. ;-D

Simulación de moléculas de varios gases

 

Presión parcial y presión total de una mezcla de gases

Sólo funciona a partir de una mezcla de metano, oxígeno y vapor de agua en las que conozcamos las masas de los tres gases. 

Podrás cambiar el volumen del recipiente y la temperatura a la que se encuentran los gases de la mezcla. 

Todas las celdas cuyos valores puedes cambiar, tienen fondo amarillo.

Fórmula empírica de óxidos de nitrógeno

 En una entrada reciente vimos cómo con estos óxidos de nitrógeno se cumplía la ley de las proporciones múltiples. Ahora vamos deducir la fórmula empírica de cada uno de ellos. Haz clic en la imagen para estudiar el procedimiento de cálculo.

Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton

Los óxidos de nitrógeno son combinaciones binarias de oxígeno y nitrógeno en diversa proporción. Se les conoce también como NOx indicando que existe una gran variedad de los mismos.

Al analizar la composición centesimal de cinco de ellos se ha encontrado los datos siguientes.

Haz clic en la imagen y sigue las instrucciones de la hoja de cálculo para demostrar que se cumple la ley de las proporciones múltiples o  ley de Dalton. 

Observa:

1. Que da lo mismo cuál de los dos elementos fijemos.

2. Que da igual la cantidad fija que empleemos.

3. Que para realizar estos cálculos siempre empleamos la ley de las proporciones definidas o ley de Proust, es decir, los factores de conversión derivados de la proporción definida. 

Contar el número de Avogadro

El número de Avogadro pertenece a los "grandes números". Es tan enorme que cuesta entender su grandeza.  Vamos a compararlo...

• Existen 2 billones de galaxias (2 x 10¹²)
• Existen en el universo observable es de aproximadamente 70.000 trillones (7 x 10²²). Nosotros somos capaces de ver a simple vista aproximadamente unas 10.000 estrellas.
• En 18 mL de agua (18 g de agua) existen  6,022 x 10²³ moléculas de agua.

Supongamos una máquina que sea capaz de contar 1000 moléculas de agua por segundo... ¿Cuánto tiempo tardaría en contar las moléculas de 1 mol de agua? Apliquemos factores de conversión...

Supongamos que hemos mejorado nuestra máquina de contar moléculas....ahora es capaz de contar 1.000.000 moléculas de agua por segundo... 

Es decir... tardaría 200 millones de siglos en contar todas las moléculas de 18 mL de agua!!!!

Espectro de masas del mercurio

En un espectrógrafo de masas de escasa resolución sólo hemos detectado 7 de los 11 isótopos de mercurio. El espectro de masas muestra este aspecto (señala la imagen en la pantalla para tomar las alturas):

Actividades:

• a.¿Qué abundancia isotópica tiene cada uno de los isótopos encontrados?
• b. ¿Cuál será su masa atómica relativa (u)?
• c. ¿Cuál es la diferencia entre número másico A (nº entero) y masa isotópica (u)?
• d. ¿Cuántos protones y neutrones tiene cada isótopo    (Z del Hg = 80)
• e. ¿Para qué se usa Hg(+1) en lugar de Hg(0)?

Preguntas investigables de la unidad 1

1. Considerad las siguientes transformaciones: 
> a) Oxidación de un clavo de hierro
> b) preparación de café con leche
> c) formación de una sustancia blanca en la boca de un grifo. 
¿Cómo podríamos asegurar si se ha producido o no un cambio químico?

2. Proponed a título de hipótesis de qué variables ha de depender la presión de un gas y la forma de esa dependencia. Plantead una ley que recoja estas hipótesis.

3. Decid en qué condiciones dejará de cumplirse la ley de los gases.

4. Explicad, utilizando el la teoría cinético molecular (TCM) de la materia, los siguientes hechos: 

a) En verano las ruedas de los coches parecen más hinchadas que en invierno. 

b) Un trozo de hierro pesa más y es más difícil de romper que un trozo igual de madera. 

c) Al calentar un trozo de hierro, éste se deforma y, si se sigue calentando, se funde (se hace líquido).

d) Una persona bebe agua utilizando una pajita. Explicad el hecho de que el agua ascienda a la boca a través de la pajita.

5. Al calentar una sustancia líquida y dejarla enfriar de nuevo se observa lo siguiente. Explicad si se cree que se ha producido o no un cambio químico. Dad la máxima información posible sobre las sustancias que intervienen en la transformación 

6. Sea una mezcla de arena, sal común, azufre y limaduras de hierro (u otra cualquiera). ¿Qué procedimientos habría que seguir para obtener las sustancias puras que contiene? ¿Cuándo podremos estar seguros de que hemos agotado la búsqueda y hemos obtenido todas y cada una de dichas sustancias? 

7. Haced una estimación de la cantidad de hidrógeno necesaria para obtener químicamente el agua que cabe en un vaso de 1/4 de litro. (Suponed una pureza del agua del 90%). 

8. ¿Cómo se explica que volúmenes iguales de gases diferentes (a p y T iguales) contengan el mismo nº de moles y de moléculas? ¿Tendrán también el mismo nº de átomos?.

9. ¿Qué significado tendrán los puntos suspensivos de las gráficas V-T siguientes? ¿De qué dependerá la pendiente de cada una de ellas? Señala en la animación,  la variable dependiente (VD), variable independiente (VI) y las variables controladas (VC) en el experimento de la ley de Charles.

10. ¿Por qué se licúa un gas? Ten en cuenta el concepto de densidad y utiliza la TCM para justificar tus afirmaciones.

11. ¿Qué conclusión puedes extraer del experimento de la animación? Señala en la animación,  la variable dependiente (VD), variable independiente (VI) y las variables controladas (VC) en el experimento simulado.

12. La difusión de los gases es un fenómeno conocido. ¿Puedes explicar con la TCM su fundamento? Señala además situaciones reales en los que la difusión sea importante.


13. ¿Cuándo se desvía un gas del comportamiento "ideal"?

Ecuación de los gases ideales: pV=nRT

Problemas de mezclas de gases

Los problemas de mezclas de gases revisten dificultad ya que:

1. Los datos de partida no son siempre los mismos. 
2. Te pueden solicitar el cálculo de % en masa o volumen, o que ellos mismos sean el dato de partida.

En algunos casos, no sabrás bien por donde empezar. Te sugiero que consultes este documento con teoría, problemas resueltos y problemas propuestos.

En clase ya sugerimos un método sencillo de columnas que van avanzando en horizontal que sólo sirve para un caso muy concreto....cuando conocemos las masas iniciales, V y T de la mezcla.

Veamos si estas ayudas te permiten establecer (dibujar) la ruta o esquema de resolución del problema. Trata de hacerlo como lo hacemos en clase:

1. Pensar y representar lo que pensamos... O "PLANEAR SIN HACER". Los cálculos sencillos ya los sabéis, de modo que ahora hay que representar esos pasos intermedios. En todos los casos, trata siempre de establecer el esquema de resolución del problema ANTES de lanzarte a realizar cálculos sin sentido. 
2. Ejecutar el plan. Ahora es más sencillo ya que el problema se ha reducido a cálculos simples. En esta caso te sugiero que emplees el sistema de tabla para ir recopilando datos originales y datos calculados.

Estos son los tipos de problemas más habituales. Por lo general, facilitan el volumen de la mezcla y la temperatura:

BLOQUE 1

BLOQUE 2

 

Ley de las proporciones definidas con reactivo limitante y reactivo en exceso

Al inicio de una reacción química puede ocurrir que:

1. Los reactivos estén en proporción estequimétrica. En ese caso ambos reactivos se acabarán a la vez.
2. Los reactivos NO estén en proporción estequiométrica. 
• En este caso, cuando finalice la reacción, tenemos que averiguar cuál de los dos se acaba del todo (reactivo limitante = RL) y qué reactivo sobrará (reactivo en exceso = RE). 
• Para encontrar al RL seguiremos estos pasos:
• Supondremos que por separado que A reacciona por completo y calcularemos la cantidad de C formado.
• Supondremos que por separado que B reacciona por completo y calcularemos la cantidad de C formado.
• Aquella cantidad de C formada MENOR, señalará al reactivo limitante, quedando el otro como reactivo en exceso.
• La cantidad final de producto formado, dependerá de la cantidad de reactivo limitante que reaccione.

Todas los factores de conversión se obtendrán de la proporción definida. Observa que en ningún caso usamos conceptos como mol, masa molecular....

Con esta hoja de cálculo podrás simular TODOS los casos. Sólo podrás cambiar:

• Las cantidades de A y B que reaccionan estequiométricamente
• Las cantidades de A y B que tienes al inicio de tu reacción.

 

Unidad 1. Leyes fundamentales de la Química: Errores frecuentes y cómo evitarlos.

1. Uno de los errores más frecuentes es confundir conceptos clave como:

• Masa-mol-moléculas-átomos. Te remito a esta entrada para repasar los conceptos y los cambios a realizar.
• Átomos sueltos: ejemplos.
• Átomos de hidrógeno o hidrógeno atómico : (H)
• Átomos de helio: (He)
• Átomos de hierro: (Fe)
• Moléculas, es decir, agrupaciones de átomos unidos por enlace químico. Ejemplos:
• Moléculas de hidrógeno, es decir  (H)-(H) que se formula como H2. Es por tanto el gas hidrógeno, molécula diatómica.
• Molécula de glucosa: C6H12O6, que está formada:
• Por un conjunto de átomos unidos mediante enlace químico. En este enlace participan átomos de C, átomos de O (no moléculas de O2) y átomos de H (no moléculas de H2). 
• NO es una mezcla de gases, sino una sustancia PURA compuesta....Aunque la palabra compuesta te suene a mezcla de C-H2-O2...no tiene nada que ver.

• Cristal o red. Existen tres tipos de redes o cristales:

• Red iónicas. Por ejemplo NaCl, CaCl2, Na2S......Aunque lo representemos como "moléculas",  realmente sólo indicamos la proporción de átomos en la red. 1:1 en el caso de NaCl; 1:2 en la red de CaCl2 y 2:1 en el caso de Na2S
• Red atómica. Por ejemplo: C (grafito o diamante). Toda la red está formada por átomos de C unidos entre sí.
• Red metálica. Por ejemplo Fe, en el que todos los átomos son de hierro y están unidos entre sí.
 

2. Otro error GRAVE es calcular la masa molecular de una mezcla. Recuerda que la masa molecular sólo está definida para SUSTANCIAS PURAS (simples o compuestas). 

Entonces...¿Cómo calculo los moles existentes en una mezcla?...

• Primero calculas los moles POR SEPARADO de ambos compuestos, cada uno con su correspondiente masa molecular.
  
• Finalmente sumas los moles. En el ejemplo: n total = n1+n2+n3

¿Y si lo que tengo es una disolución (volumen de disolución) y quiero calcular los moles exitentes? En ese caso es preciso conocer la proporción en que se encuentran cada uno de los componentes: soluto y disolvente, es decir, necesitamos conocer la concentración.

3.  Otro frecuente error para quien no tiene claro el concepto de molécula es considerar que ante un enunciado como este : " Un compuesto orgánico formado por carbono, hidrógeno y oxígeno...." , entienda que es una mezcla de C+H2+O2..... y NO es así. Este  compuesto orgánico descrito es una sustancia molecular, y estará formado por átomos de C-H-O unidos entre sí en una determinada proporción. La proporción final de los átomos se determina entre otros métodos a través de la composición centesimal: % de C, % de H (no de H2) y % de O (no de O2) --> CxHyOz
Para saber más, consulta esté vídeo.

Cantidad de materia

Cantidad de materia: masa, moles, moléculas y átomos

 http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Avogadro/Avogadro.htm

En Química, las cantidades de una sustancia pura, es decir la cantidad de materia en estado sólido, líquido o gaseso, se pueden expresan en CUATRO idiomas diferentes:

1. Masa (gramos), que a través de la densidad, podemos calcular si conocemos el volumen.
2. n= n º de moles, o sencillamente moles de la sustancia pura.
3. nº de moléculas
4. nº de átomos de cada elemento que interviene en la fórmula molecular de la sustancioa pura.

  

Aunque son apuntes y ejercicios de 3º de ESO, los conceptos, procedimientos y cálculos son los mismos que en este curso.

Ley de conservación ...¿de la masa? ¿de la energía?

Cantidad de materia: mol. Composición centesimal. Ec. de gases y densidad.

Un interesante flash nos lo deja muy claro...

Calculadora de masa atómica relativa. Isótopos

Manómetro.

	La diferencia de alturas de mercurio (mmHg) de ambas ramas del tubo en U, nos indica la diferencia de presión en ambos extremos del manómetro. Simulación del funcionamiento de un manómetro. © Thomas J.Greenbowe

Actividades

1. Comprueba el funcionamiento del manómetro.
2. Realiza la medición de los mm de Hg que indica el tubo en U y comprueba que se corresponde con la diferencia de presión.
3. Elige dos parejas de presiones diferentes cuya diferencia sea constante, por ejemplo 290-925 mmHg y 925-290 mmHg. ¿Qué conclusión extraes de la medida querealiza tu manómetro?

Laboratorio virtual de gases.

Objetivos

Vamos a tratar de aprender a pensar como científicos. Para ello vamos a estudiar las leyes de los gases, pero tratando de comprobar hipótesis, diseñando experimentos, recopilando datos, representándolos, y finalmente realizando una interpretación de los mismos.

Finalmente trataremos de conectar los resultados experimentales con un modelo que represente  el comportamiento molecular de un gas encerrado en un recipiente.

Tarea 1: Factores que afectan a la presión y el volumen

Deseamos estudiar los factores que afectan a  la presión (Variable dependiente) que ejerce cierta cantidad  de un gas (y sólo uno) encerrado en un recipiente. Completa la tabla siguiente con lo que tu piensas.

Para abreviar usaremos estas magnitudes:

p= Presión

V= Volumen

n= Moles de gas encerrado (al aumentar la masa, o nº de moléculas, aumenta n)

T= Temperatura absoluta a que se encuentra el gas (K)

• Variables neutras que no afectan al fenómeno (cita al menos tres):

• Ahora vamos a estudiar la presión y el volumen del gas….

Variable dependiente VD	Variable independiente VI	Variables controladas (permanecen constantes)	¿Qué dependencia tienen entre sí? A más...más A más...menos	Describe un experimento que te permita DEMOSTRAR tus hipótesis(*)
p
p
p
V

(*) Recuerda que tu experimento tiene que ser reproducible y te tiene que permitir tomar datos experimentales que puedas usar como prueba para tu argumentación.

Tarea 2: Estimación de la función matemática VD-VI

Ahora que tenemos establecida la dependencia entre variables, deseamos conocer cuál es la función matemática que permite predecir el valor que tomará la presión (o el volumen) en cada uno de los casos con diferentes variables independientes y controladas.

Sabiendo que la variable DEpendiente la situamos en el eje OY, y que la variable INdependiente la situamos en el eje OX, elige para cada pareja de valores VD-VI qué gráfica crees tu que reponde a tu conclusión.
Anota todos tus resultados.

Tarea 3: Comprobación de la función matemática que relaciona VD-VI

Tratemos ahora de comprobar cuál de las hipótesis sobre las gráficas es la acertada. Para ello vas a buscar datos (a través de simulaciones de la Red), y representarlos ( o fijarte en la representación que te propone la simulación ). Finalmente tienes que extraer tus conclusiones completando estas frases:

• La presión depende exponencialmente de ......
• La presión es directamente proporcional a............
• La presión es inveramente proporcional a ............ 
• La presión no depende de .............
• El volumen depende exponencialmente de ......
• El volumen es directamente proporcional a............
• El volumen es inveramente proporcional a ............ 
• El volumen no depende de .............

Establece tu ecuación de los gases con los datos que has explorado, sin fijarte en el texto que hayas visto.

	Simulación de la ley de Boyle y Mariotte © Thomas J.Greenbowe
	Simulación de la ley de Charles. © Thomas J.Greenbowe
	Simulación de la ley de Gay-Lussac.

Otras simulaciones:

• Proyecto Ulloa
• Simulaciones de JM Vilchez 
• Gobierno de Canarias
• Antonio Navarro Domínguez.

Tarea 4:  Mundo molecular-mundo macroscópico

En las simulaciones que has explorado, ya has visto cómo afecta el nº de choques (mundo molecular) a la presión que ejerce el gas (mundo macroscópico). Ahora vas a tratar de explicar cómo el comportamiento del mundo molecular (teoría cinético-molecular = modelo de representación de un gas) explica (o no) el mundo macroscópico, el mundo de la medida y la comprobación experimental.

a) En los huecos de las frases siguientes, elige "aumenta", "disminuye" o " no se ve afectado". Finalmente elige los motivos por el que sucede este comportamiento:

• Si deseamos aumentar la presión, tiene que aumentar el nº de choques de las moléculas de gas sobre las paredes del recipoente que le contiene. Por tanto:

• Al aumentar el volumen, el nº de choques _____________, debido a _________________________________________________, y la presión _____________.
• Al aumentar la temperatura, el nº de choques ___________, debido a _________________________________________________, y la presión _____________.
• Al aumentar el nº de moles de gas, el nº de choques _____________, debido a _________________________________________________, y la presión _____________.
• Al aumentar la temperatura, manteniendo constante la presión, el nº de choques ___________, debido a ______________________________ ________________________________________________________.

b) Indica si son verdaderas o falsas estas afirmaciones, referidas a un gas encerrado en un recipiente:

• Todas las moléculas se mueven con la misma velocidad.
• La distancia entre molécula y molécula es tan grande que prescindimos de la forma y tamaño de las moléculas.
• La temperatura de un gas está relacionada con a velocidad media de las moléculas del mismo.
• Las moléculas de un gas sólo pueden trasladarse, y no pueden ni girar ni vibrar.

c) Completa las actividades que te proponen en esta simulación.