Química Orgánica 

  La química orgánica o química del carbono es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler es conocido como el padre de la química orgánica.

DIFERENCIAS ENTRE COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS:

•COMPUESTOS ORGÁNICOS

•Esta formado principalmente por : C, H, O, N

•El numero de compuestos orgánicos excede considerablemente al número de compuestos inorgánicos .

•Entre los compuestos orgánicos prevalece el enlace covalente.

•Los compuestos orgánicos son generalmente insolubles en agua debido a su baja polaridad.

•Los compuestos orgánicos son sensibles al calor, es decir, se descomponen fácilmente.

•Los cuerpos orgánicos reaccionan entre si lentamente debido al enlace covalente.

•Las sustancias orgánicas al disolverse no se ionizan, por lo tanto sus moléculas no conducen a la electricidad.

•Los cuerpos orgánicos son inestables aún a bajas temperaturas frente al calor y la luz.

 •COMPUESTOS INORGÁNICOS

•Están constituidos por átomo de cualquier elemento.

•Resisten a la acción del calor.

•Los compuestos inorgánicos prevalece el enlace ionico.

•Los compuestos inorgánicos son solubles al agua debido a su elevada polaridad

•pero insolubles en disolventes orgánicos.

•Los compuestos cuando se encuentran en solución son buenos conductores del calor y la electricidad.

•Los compuestos inorgánicos poseen reacciones instantáneas.

•Las moléculas inorgánicas son menos complejas que los compuestos de carbono, debido a su bajo peso molecular.

•Los compuestos inorgánicos son estables a las condiciones de temperaturas  altas.

Los principales grupos funcionales son los siguientes:

• Grupo hidroxilo (– OH)

   El grupo hidroxilo es un grupo funcional formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes, fenoles y ácidos carboxílicos entre otros compuestos orgánicos.

   Hidroxilo u oxhidrilo es también el nombre usado para referirse al anión OH^-, uno de los iones poliatómicos más simples y más importantes que se encuentra en los hidróxidos. Este ion está formado por un oxígeno y un hidrógeno y su carga eléctrica es -1

     Grupo alcoxi (R – O – R)

    Grupo funcional del tipo R-O-R', en donde R y R' son grupos que contienen átomos de carbono, estando el átomo de oxígeno en medio de ellos, característico de los éteres (enlace sencillo). (Se usa la R ya que estos grupos de átomos constituyen los llamados  RADICALES

Grupo carbonilo (>C=O)

Su presencia en una cadena hidrocarbonada (R) puede dar lugar a dos tipos diferentes de sustancias orgánicas: los aldehídos y las cetonas.

En los aldehídos el grupo C=O está unido por un lado a un carbono terminal de una cadena hidrocarbonada (R) y por el otro, a un átomo de hidrógeno que ocupa una posición extrema en la cadena. (R–C=O–H) (enlace doble).

En las cetonas, por el contrario, el grupo carbonilo se une a dos cadenas hidrocarbonadas, ocupando por tanto una situación intermedia. (R–C=O–R) (enlace doble).

HIDROCARBUROS

  Alcanos

   •Son compuestos saturados

   •Están formados por átomos de C e H

   •Entre sus átomos hay una sola valencia

   •Tienen la terminación ANO

   •Su fórmula se calcula con la expresión:         Cn  H2n + 2

   •Para despejar la fórmula se da valor a la n hasta llegar al 100

   •Del 1 al 4 son gases; del 5 al 19 son líquidos y el resto son sólidos

Alquenos                                                                                             •Son compuestos no saturados

•Llevan entre sus átomos de C doble valencia.

•También llamados Etilénicos

•La terminación cambia ANO por ENO o ILENO

•Su fórmula se calcula con la expresión:          Cn H2n

•Son compuestos de carácter aceitoso o muy viscosos 

Alquinos                             •Son compuestos no saturados

•Llevan entre sus átomos de C triple valencia.

•También llamados Acetilénicos

•Tienen  la terminación INO

•Para calcular su fórmula molecular se emplea la expresión       Cn H2n - 2

•Igual que los alcanos se calculan hasta el 100

•Existen alquinos gases, líquidos y sólidos 

UNIDAD III

Masa atómica:masa atómica(m. a.), es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica                                                                                          

Masa molecular:Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)

Mol:Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono.  También se llama Número de Avogadro.  Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23 moléculas de etanol

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

NÚMERO DE AVOGADRO

Por número de Avogadro se entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. Pero veamos qué significa esto.

Como mol se denomina a la unidad contemplada por el Sistema Internacional de Unidades que permite medir y expresar a una determinada cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que emplean los químicos para dar a conocer el peso de cada átomo, una cifra que equivale a un número muy grande de partículas. Un mol, de acuerdo a los expertos, equivale al número de átomos que hay en doce gramos de carbono-12 puro. La ecuación sería la siguiente: 1 mol = 6,022045 x 10 elevado a 23 partículas.

Dicha cantidad suele redondearse como 6,022 x 10 elevado a 23 y recibe el nombre de número de Avogadro (en ocasiones presentado como constante de Avogadro) en honor al científico de nacionalidad italiana Amedeo Avogadro (1776-1856), quien también formuló la ley que afirma que, en condiciones iguales de temperatura y presión, volúmenes idénticos de gases diferentes poseen igual cantidad de partículas. La utilidad de la constante de Avogadro radica en la necesidad de contar partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como la masa).

No obstante, tampoco hay que olvidar el nombre de otra serie de figuras científicas que, de un modo u otro, han contribuido con sus teorías y estudios a consolidar la constante o número de Avogadro. Entre aquellas se encontraría, por ejemplo, el físico galo Jean Perrin que recibió el Premio Nobel en su área de trabajo gracias a los diversos análisis que realizó teniendo como base la determinación de dicha constante.

Asimismo, también merece subrayarse el papel tan importante que ejerció en su momento el físico y químico austríaco Johann Josef Loschmidt que fue uno de los primeros estudiosos y teóricos de lo que es el tamaño de las moléculas y la valencia atómica. En concreto, fue el primer científico en llevar a cabo el cálculo del tamaño de las moléculas del aire.

Tal fue la importancia que tuvo su desarrollo de la teoría cinética de los gases, aunque contó con diversos errores, que actualmente en el mencionado sector también es frecuente que se hable de lo que se da en llamar constante de Loschmidt.

Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la Luna dividido en bolas de un milímetro de radio.

El número de Avogadro, por otra parte, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

Como el mol expresa el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa atómica de dicho elemento.

Además de todo lo expuesto tenemos que determinar que existen diversos métodos para medir lo que es el valor del número de Avogadro. Así, nos encontramos, por ejemplo, con el sistema de coulombimetría. No obstante, no es el único pues también existen otros más como sería el caso del método de la masa de electrones, también llamada CODATA, o el sistema de medición a través de la densidad del cristal haciendo uso de los rayos X.

CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTO

1.Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl

2.Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

3.Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

PASOS PARA CALCULAR MOLES:

1.Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.

2.Encuentra el elemento en la tabla periódica.

3.Anota el peso atómico del elemento. Por lo general, éste es el número que se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del compuesto.

4.Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción 1/masa molar. Esto es 1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto como una fracción del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles”.

5.Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número de moles de tu elemento o compuesto. Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes 0,1111 moles de H20.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les denomina ecuaciones químicas.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por una flecha.

Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

MÉTODO TANTEO 

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo

Pasos a seguir:

 - Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

 - Si existe mayor cantidad de átomos de x  elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último oxígeno.

MÉTODO ALGEBRAICO

Es un proceso matemático que consiste en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en funcion de los atomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Método Algebraico

Ejercicio:

1. Escribir la ecuación de forma correcta.

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

2. Si la ecuación tiene paréntesis se eliminan.

Ca3P2O8 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

3. Asignar de forma arbitraria una literal a cada formula, generalmente se usan las primeras letras del alfabeto (mayúsculas, es decir, A, B, C, D, etc.).

Ca3P2O8 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

A + B + C → D + E + F

4. Se plantea una ecuación por cada uno de los elementos presentes en la ecuación, se realiza poniendo tantas veces la literal como cantidad del elemento en cuestión. La flecha de reacción se cambia a singo =.

Para el Ca 3A = D …………………… (Ecuación 1)

Para el P 2A = 4E …………………… (Ecuación 2)

Para el O 8A + 2B = 3D + F …………………… (Ecuación 3)

Para el Si B = D …………………… (Ecuación 4)

Para el C C = F …………………… (Ecuación 5)

5. Asignar un valor a la literal que aparezca en la mayoría de las ecuaciones (el que uno quiera).

A = 2

6. Sustituir ese valor, en las otras ecuaciones iniciando por la más sencilla. Con este proceso se determinan los valores de las otras literales.

En la ecuación 1, tenemos, 3(2) = D; D=6

En la ecuación 2, tenemos, 2(2) = 4E; 4 = 4E; E=1

En la ecuación 3, tenemos, 8(2) + 2(6) = 3(6) + F; 16 + 12 = 18 + F; 16 + 12 – 18 = F; F=10

En la ecuación 4, tenemos, B = (6); B=6

En la ecuación 5, tenemos, C = (10); C=10

A=2, B=6, C=10, D=6, E=1, F=10

7. Se toman los valores obtenidos y se traspasan a la ecuación.

2Ca3P2O8 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

8. Si se tienen que disminuir los valores, y si no se puede ya, ya no hacer nada.

9. Si la ecuación se tuvo que hacer eliminando paréntesis, se tienen que volver a restablecer.

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

10. Verificar si los resultados coincidieron con la ecuación obtenida.

Elemento Reactivos Productos

Ca                 6                  6

P                    4                  4

O                    28               28

Si                  6                   6

C                  10                10

MÉTODO REDOX

La oxidación se refiere a:     

La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

La pérdida de hidrógeno en una molécula

La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:    

La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

La ganancia de hidrógeno en una molécula

La ganancia de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados:

                                   

Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación:

     

Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo

OBSERVACIONES:

*Observación 1:  Cuando los coeficientes calculados, no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos.

*Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuación.

*Observación 3: Cuando en una misma molécula, un átomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidación y reducción se hace una resta

*Observación 4: En los peróxidos la valencia del oxígeno es - 1

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

 

    Reactantes →Productos

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, basándose en experimentos que llevó a cabo siendo profesor del Real Colegio de Artillería de Segovia de Segovia, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley. Se le llama materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos métodos de química analítica.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por John Dalton, es una de las leyes más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac. Dice:

Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación números canónicos e indistintos.

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu₂O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

REACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESO

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Por ejemplo: Si debemos hacer sándwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer? Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

•REACTIVO LIMITANTE (R.L.)

Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y que limita la cantidad de producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra un resto sin reaccionar.

•REACTIVO EN EXCESO (R.E.):

Aquel reactivo que NO se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se consume en su totalidad.

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO 

Pasos:

1.Igualar la ecuación

2.Calcular UMA

3.Calcular moles

4.Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres

Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA

EJEMPLO:

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.

Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

*Sirve para determinar la eficiencia de una reacción específica.  Se obtiene del:

           Rendimiento experimental (real)    x 100

Rendimiento teórico

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

PASOS PARA CALCULAR PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento 

% PUREZA

Algunas reacciones trabajan con sustancias puras, lo que quiere decir que hay que eliminar las impurezas sobretodo cuando se trata de sustancias minerales.  

Con frecuencia en los laboratorios  e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.

Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los reactivos con impurezas.

La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera:

  SP = (SI x %Pureza)/100

UNIDAD IV

GAS IDEAL

Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas y el cual el volumen real de las moléculas es insignificante.

Ley de Boyle – Mariotte

Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante. 

El volumen es inversamente proporcional a la presión: •Si la presión aumenta, el volumen disminuye. •Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

¿Por qué ocurre esto?

Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.

Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.

LEY DE CHARLES I

Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS”, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen también aumenta.  Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por acción del calor se dilata.

LEY DE CHARLES II

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama “volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos 

VT= volumen total o final    

∝ = coeficiente dilatación gases= 0,00366 = 1/273

V o = volumen molar = 22,4 litros  

T= temperatura  

  100°C  373 K  H2 = 2 gr

1 atm  0°C    273 K   1 mol de  O2 = 32gr

   - 273°C  0 K     Cero absoluto   N2 = 28 gr 

    O2 = 44 gr

VT=Vo (1 +∝T)

LEY DE GAY LUSSAC

Cuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS”, de manera que si la temperatura aumenta, la presión también aumenta.

LEY COMBINADA

Tomando en cuenta la intervención simultánea de los tres factores físicos: presión, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

ECUACIÓN GENERAL 

P = presión

V = volumen

N = número de moles = Pa = (Peso en gramos del gas)

            Ma   (Peso molecular del gas)

T = Temperatura en grados Kelvin

R = Constante universal de los gases = 0.082 at – li

              mol . K

LEY DE DALTON 

La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes.

Las soluciones se clasifican:

Saturadas                           Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta

Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger.

Sobresaturadas

•Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente.

•La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto 

CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a)Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

SOLUCIÓN NORMAL O NORMALIDAD (SOL. N, N)

*Son soluciones que contienen un equivalente químico del soluto en un volumen de 1000ml (1 L)

*El equivalente químico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en gramos para la valencia.

Sol. N = Eq en 1000 ml

Eq de H2SO4 = peso molecular        98 gramos

Eq = 98 gr = 49 gr

      2 

SOLUCIÓN MOLAR O MOLARIDAD 

Solución molar (Sol. M) es aquella que tiene disuelto una mol del soluto (peso molecular del solvente en gramos) disuelto en un volumen total de 1000 ml

Sol. M = Ma en 1000 ml

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

MOLALIDAD 

 La concentraci�n molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el n�mero de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se expresa como:

Ejemplo

Calcular la concentraci�n molal de una soluci�n que contiene 18 g de NaOH en 100 mL de agua. Puesto que la densidad del agua es 1 g/mL, 100 mL de agua = 100 g de agua:

FRACCIÓN MOLAR 
La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

También puede expresarse así:
Donde n_sol serían los moles de soluto y n_disol los moles de la solución completa y, todo esto, multiplicado por 100.
La suma de todas las fracciones molares de una mezcla es:
Como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión; cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión.

Además cabe notar que en los gases ideales la variación del volumen será proporcional para cada uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales.