Conceptos Fundamentales de Química

Magnitudes Básicas del Sistema Internacional (SI)

• Longitud: metro (m)
• Masa: kilogramo (kg)
• Tiempo: segundo (s)
• Intensidad de Corriente Eléctrica: amperio (A)
• Temperatura Termodinámica: kelvin (K)
• Intensidad Luminosa: candela (cd)
• Cantidad de Sustancia: mol (mol)

El Método Científico

El Método Científico es el procedimiento empleado en el trabajo científico para investigar fenómenos y adquirir conocimiento.

1. Observación

   Examen atento de los fenómenos que suceden en la naturaleza.

   Ejemplo: Al aumentar la presión (P), disminuye el volumen (V) de un gas.

2. Formulación de Hipótesis

   Elaboración de una explicación provisional que justifique el fenómeno estudiado.

   Ejemplo: Hipótesis de Robert Boyle: Para una cantidad determinada de gas a temperatura constante, el volumen (V) y la presión (P) están relacionados inversamente.

3. Experimentación

   Ensayos prácticos y controlados que se repiten, diseñados según el fenómeno que se estudia y los objetivos que se desean alcanzar.

   Ejemplo: Robert Boyle midió el volumen de una masa de gas sometida a distintos valores de presión. La presión en la parte cerrada del tubo era igual a la suma de la presión atmosférica más la presión debida a la diferencia entre los dos niveles de mercurio.

4. Organización de los Datos Experimentales

   Presentación de los datos obtenidos mediante tablas, gráficos, etc.

5. Extracción de Conclusiones

   Comparación y análisis de los datos experimentales para comprobar la existencia de regularidades. Si estas regularidades se confirman consistentemente, se formula una Ley Científica. Una ley científica puede modificarse con el tiempo debido a la mejora de los métodos experimentales o la aparición de nuevas evidencias.

6. Elaboración de una Teoría

   Explicación de las observaciones y leyes, proporcionando una interpretación profunda de los fenómenos. Si se producen nuevas observaciones que la teoría no explica, esta se amplía para abarcar los nuevos resultados o se elimina y se sustituye por otra.

Ramas de la Ciencia: Física y Química

• Física

  Ciencia que trata los fenómenos físicos y las leyes básicas por las que estos se rigen.

  • Fenómenos Físicos: Cambios que experimentan las sustancias en los que no se altera su naturaleza y composición fundamental (ej. cambios de estado, forma, volumen o temperatura).

• Química

  Ciencia que trata los fenómenos químicos y las leyes básicas por las que estos se rigen.

  • Fenómenos Químicos: Cambios que experimentan las sustancias en los que se altera su naturaleza y composición fundamental (ej. combustión, oxidación, reacciones con ácidos).

Magnitudes Físicas

Magnitud Física: Toda propiedad de un cuerpo que puede ser medida y cuantificada (ej. presión, volumen, temperatura, longitud).

• Magnitudes Extensivas: Su valor es directamente proporcional a la cantidad de masa que posee el cuerpo considerado (ej. volumen, energía interna).
• Magnitudes Intensivas: Su valor es independiente de la cantidad de masa que posee el cuerpo considerado (ej. temperatura, densidad, punto de fusión).

Sistema de Unidades

Sistema de Unidades: Conjunto de unidades de medida que guardan entre sí relaciones definidas y sencillas. En la Conferencia General de Pesos y Medidas en 1960, se adoptó el Sistema Internacional de Unidades (SI) como sistema de unidades estándar.

• Medidas Directas: Su valor se obtiene directamente del proceso de medida (ej. longitud con una cinta métrica).
• Medidas Indirectas: Su resultado depende de una operación matemática entre medidas directas (ej. superficie, velocidad).
• Magnitudes Escalares: Determinadas por un valor numérico y la unidad de medida (ej. masa, temperatura, tiempo).
• Magnitudes Vectoriales: Determinadas por su módulo (valor numérico y unidad de medida), dirección (línea recta sobre la que actúa) y sentido (determinado por el extremo de la flecha). Se representan con vectores (ej. velocidad, aceleración, fuerza).

Notación Científica

La Notación Científica es una forma de escribir números muy grandes o muy pequeños. Se expresa como un número entre 1 y 10 multiplicado por una potencia de 10.

Ejemplo: 100000 m = 1 × 10⁵ m

Factores de Conversión

Los Factores de Conversión son herramientas matemáticas utilizadas para cambiar unidades de medida sin alterar el valor de la cantidad.

Errores en las Medidas Experimentales

• Error de Resolución: Inherente a los aparatos de medida, representa la mínima variación de una magnitud que el aparato puede detectar.
• Error Accidental o Aleatorio: Cometido de forma casual y no puede ser controlado. Se minimiza repitiendo las mediciones.
• Error Sistemático: Error constante o predecible, debido al aparato de medida o a un mal uso por parte del operario.

Cálculo de Errores

• Error Absoluto (Ea): Es la diferencia entre el valor aproximado y el valor exacto.

  Ea = |a - x| (donde ‘a’ es el valor aproximado y ‘x’ es el valor exacto)

• Error Relativo (Er): Es el cociente entre el error absoluto y el valor exacto.

  Er = |Ea / x|

Medidas Experimentales: Exactitud, Resolución y Precisión

• Exactitud: Grado de aproximación entre el valor obtenido y su valor exacto. Una medida es más exacta cuanto mayor es la aproximación al valor verdadero.
• Resolución o Sensibilidad: Mínima variación de la magnitud que el aparato de medida puede detectar.
• Precisión: Grado de aproximación entre una serie de medidas de la misma magnitud obtenidas de igual manera por un instrumento. Se refiere a la reproducibilidad de las mediciones.

Expresión de una Medida Experimental

La media aritmética de un conjunto de datos se calcula como:

x̄ = Σxᵢ / n (donde x̄ es la media, Σxᵢ es la suma de los datos y n es el número de datos)

Representación en Gráficas

Para una línea recta que pasa por dos puntos P₁(x₁, y₁) y P₂(x₂, y₂), la ecuación es:

y - y₁ = m(x - x₁)

Donde m es la pendiente, calculada como:

m = (y₂ - y₁) / (x₂ - x₁)

Cifras Significativas

Las Cifras Significativas son los dígitos de un número que tienen un significado en la medición, incluyendo todos los dígitos ciertos y el primer dígito incierto.

Clasificación de la Materia

Mezclas

Una Mezcla es una sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Se pueden separar mediante procesos físicos y su composición y propiedades son variables.

• Mezcla Homogénea: No se distinguen los componentes que la forman ni siquiera con un microscopio (ej. disoluciones).
• Mezcla Heterogénea: Es posible observar los distintos componentes que la constituyen, o al menos sus diferentes fases (ej. agua y aceite).

Sustancias Puras

Una Sustancia Pura no se puede separar en otras más simples mediante procesos físicos y posee composición y propiedades constantes.

• Elementos: No pueden descomponerse en otras sustancias puras más simples mediante procesos químicos (ej. oxígeno, hierro).
• Compuestos: Sustancias puras que pueden descomponerse en otras más simples mediante procesos químicos (ej. agua, dióxido de carbono).

Propiedades de la Materia

• Propiedades Físicas: Presentan la materia sin cambiar su composición, como la dureza, solubilidad, color, olor o punto de fusión y ebullición.
• Propiedades Químicas: Las que presenta la materia cuando cambia su composición, es decir, las reacciones químicas que experimenta, como la combustión o la reacción con los ácidos.
• Propiedades Extensivas: Dependen de la cantidad de materia presente (ej. volumen, energía interna, masa).
• Propiedades Intensivas: No dependen de la cantidad de materia presente (ej. punto de fusión, densidad, temperatura, y todas las propiedades químicas).

Reacciones Químicas y Leyes Fundamentales

Reacción Química

Una Reacción Química es un proceso por el cual una o varias sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otras sustancias finales (productos).

Leyes Ponderales

• Ley de Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier)

  En toda reacción química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción. «La masa no se crea ni se destruye, solo se transforma.»

• Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust)

  La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.

• Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton)

  Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro para dar diferentes compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

Teoría Atómica de Dalton

La Teoría Atómica de Dalton (1808) postula:

1. Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales separadas e indestructibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
3. Los átomos de los distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.
5. Los átomos de un determinado compuesto son idénticos en su masa y en todas las propiedades.

Leyes de los Gases

• Principio de Avogadro

  Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas (moléculas).

• Ley de Gay-Lussac de los Volúmenes de Combinación

  Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

• Ley de Boyle-Mariotte

  A temperatura constante, el producto de la presión que se ejerce sobre una cantidad de gas por el volumen que ocupa este es una constante.

  P₁V₁ = P₂V₂ = ... = cte

• Ley de Charles y Gay-Lussac

  A presión constante, el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

  V₁/T₁ = V₂/T₂ = ... = cte

• Ley Combinada de los Gases

  Para una cantidad determinada de gas, el producto de su presión por el volumen dividido por la temperatura absoluta es una cantidad constante.

  P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ = cte

• Ecuación de Estado de los Gases Ideales

  PV = nRT

  • P: Presión (ej. en atmósferas)
  • V: Volumen (ej. en litros)
  • n: Número de moles
  • R: Constante de los gases ideales (ej. 0.082 atm·L/(mol·K))
  • T: Temperatura absoluta (en Kelvin)

  Conversión de unidades:

  • Para convertir presión: X atm = (Y mmHg / 760 mmHg) atm
  • Para convertir a Kelvin: T(K) = T(°C) + 273.15 (o 273 para aproximación)

Presiones Parciales en Mezclas de Gases

• Presión Parcial (P_A): Es la presión que ejercería un gas si ocupase el volumen total de la mezcla a la misma temperatura.

  P_A V = n_A R T

• Presión Total (P_total): Es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que componen la mezcla en las mismas condiciones de temperatura (Ley de Dalton de las presiones parciales).

  P_total = P_A + P_B + P_C + ...

Teoría Cinético-Molecular de los Gases

La Teoría Cinético-Molecular de los Gases explica el comportamiento de los gases ideales basándose en los siguientes postulados:

1. Los gases están formados por partículas individuales (moléculas) cuyo volumen es despreciable en comparación con el volumen total del gas. El espacio que ocupa el gas está prácticamente vacío.
2. Las moléculas de gas no experimentan interacción entre ellas, salvo cuando chocan entre sí.
3. Las moléculas se encuentran en continuo movimiento aleatorio, siguiendo trayectorias rectilíneas y experimentando choques elásticos entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene (lo que genera la presión).
4. La energía cinética media de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta e independiente de la naturaleza del gas.

Técnicas de Separación de Mezclas

Tipos de Mezclas según el Tamaño de Partícula

• Mezclas Homogéneas (Disoluciones): El tamaño de las partículas es inferior a 0.001 µm. No sedimentan y atraviesan todos los filtros. Las disoluciones son mezclas homogéneas a nivel molecular de dos o más sustancias.
• Mezclas Heterogéneas: El tamaño de las partículas es superior a 0.001 µm. Están formadas por distintas fases homogéneas separadas por superficies (interfases).

Métodos de Separación

• Decantación

  Técnica para separar dos líquidos inmiscibles o un sólido de un líquido cuando no se mezclan entre sí. El fundamento es la diferencia de densidades.

  • Si una fase es líquida y la otra sólida, se inclina el recipiente para verter el líquido sobrenadante.
  • Si una fase sólida flota, se puede recoger con una espátula.
  • Si las dos fases son líquidas, se utiliza un embudo de decantación.

• Filtración

  Técnica para separar un sólido de un líquido en el que está suspendido. El fundamento es la diferencia de tamaño de partículas. Se pasa la mezcla por una criba (como un papel de filtro) cuyos poros permiten el paso de un componente (líquido) pero retienen otro (sólido).

• Cristalización

  Técnica para separar un sólido disuelto en un líquido. El fundamento es la diferencia de volatilidad o la facilidad para evaporarse. Se deja la mezcla en reposo para que el disolvente se evapore, y el sólido cristaliza en el fondo del recipiente.

• Destilación

  Técnica para separar un líquido de un sólido disuelto en otro líquido, o dos líquidos miscibles. El fundamento es la diferencia de puntos de ebullición. Se calienta la mezcla y, cuando se alcanza la temperatura de ebullición, se genera un vapor más rico en el componente de menor punto de ebullición. Este vapor se condensa y se recoge.

• Extracción con Disolvente

  Técnica para separar uno de los componentes de una mezcla disolviéndolo selectivamente. El fundamento es la diferente solubilidad de los componentes en un disolvente determinado. Se le añade a la mezcla un disolvente que sea capaz de disolver una de las sustancias que la componen; luego, si se desea extraer, se separan las fases por decantación o filtración.

• Cromatografía

  Técnica para separar los componentes de una mezcla basándose en su diferente velocidad de migración a través de un soporte. El fundamento es la diferente retención de los componentes por una fase estacionaria y su afinidad por una fase móvil. Un fluido (fase móvil) arrastra la mezcla a través de un sólido (fase estacionaria). Cada componente avanza a una velocidad diferente en función de su afinidad por la fase móvil y su retención por la fase estacionaria.

Disoluciones y sus Propiedades

Definición de Disolución

Las Disoluciones son mezclas homogéneas a nivel molecular de dos o más sustancias. El disolvente es la sustancia en mayor proporción (a menudo agua), y el soluto es el componente o componentes disueltos.

Unidades de Concentración

• Porcentaje en Masa (% m/m):

  % en masa = (masa del soluto / masa de la disolución) × 100

• Porcentaje en Volumen (% v/v):

  % en volumen = (volumen del soluto / volumen de la disolución) × 100

• Molaridad (M):

  M = moles de soluto / litros de disolución

• Molalidad (m):

  m = moles de soluto / kilogramos de disolvente

• Fracción Molar (χ):

  χ = moles del componente / moles totales

Solubilidad y Disoluciones Saturadas

• Solubilidad: La concentración máxima de soluto que puede disolverse en un disolvente a una temperatura determinada para formar una disolución saturada.
• Disolución Saturada: Aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto a una temperatura determinada. Si se añade más soluto, este no se disolverá y precipitará.

Propiedades Coligativas de las Disoluciones

Las Propiedades Coligativas de las disoluciones son propiedades que dependen únicamente del número de partículas de soluto disueltas en una cantidad dada de disolvente, y no de la naturaleza del soluto.

• Disminución de la Presión de Vapor

  Presión de Vapor: Presión que ejerce el vapor de un líquido cuando se alcanza el equilibrio entre el líquido y su vapor a una temperatura dada.

  Ley de Raoult: La disminución de la presión de vapor de una disolución respecto al disolvente puro es directamente proporcional a la fracción molar del soluto.

• Presión Osmótica (Π)

  La presión hidrostática necesaria para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica a una temperatura dada es directamente proporcional a la molaridad de la disolución.

  ΠV = nRT (donde Π es la presión osmótica, V el volumen, n los moles de soluto, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta)

• Ósmosis

  Fenómeno por el cual, al separar dos disoluciones del mismo soluto y disolvente pero de diferente concentración mediante una membrana semipermeable, se produce el paso de disolvente a través de la membrana desde la disolución menos concentrada a la más concentrada, buscando igualar las concentraciones.

Estequiometría y Ecuaciones Químicas

Ecuación Química

Una Ecuación Química es la representación escrita de una reacción química que describe tanto cualitativa como cuantitativamente los cambios. Los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha, separados por una flecha que indica el sentido de la transformación.

Ejemplo: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g)

• (s): sólido
• (aq): disuelto en agua (acuoso)
• (g): gas

Ajustar Ecuaciones Químicas (Balanceo)

Consiste en asignar a cada fórmula un coeficiente estequiométrico adecuado de modo que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos miembros de la ecuación (reactivos y productos), cumpliendo así la Ley de Conservación de la Masa.

• Método de Tanteo

  Se usa en ecuaciones sencillas aplicando el método de ensayo y error.

  Ejemplo: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

• Método Algebraico (Sistema de Ecuaciones)

  Se emplea en casos más complicados. Se asigna una letra (coeficiente) a cada fórmula y se establecen ecuaciones para cada elemento, resolviendo el sistema.

  Ejemplo: Balancear a NH₃(g) + b O₂(g) → c NO(g) + d H₂O(g)

  Ecuaciones por elemento:

  • Nitrógeno (N): a = c
  • Oxígeno (O): 2b = c + d
  • Hidrógeno (H): 3a = 2d

  Asignando un valor arbitrario a una de ellas (ej. a = 2), se resuelve el sistema.

Si multiplicamos los coeficientes por el número de Avogadro (N_A = 6.022 × 10²³ mol⁻¹), obtenemos la interpretación molar de la reacción.

Tipos de Reacciones Químicas

• Reacciones de Síntesis (o Combinación): Se forma una sustancia más compleja a partir de dos o más reactivos más sencillos (ej. formación de ácido sulfúrico).
• Reacciones de Descomposición: Una sustancia se descompone en otras más sencillas.
• Reacciones de Desplazamiento (o Sustitución Simple): Un elemento desaloja a otro de un compuesto y lo sustituye.
• Reacciones de Doble Desplazamiento (o Metátesis): Los iones de dos compuestos reaccionan intercambiando sus posiciones para formar dos nuevos compuestos.

Cálculo Estequiométrico: Masa de un Reactivo

Problema: Calcular la masa de Na₂CO₃ necesaria para producir 225 g de CaCO₃ según la reacción:

Na₂CO₃ + CaCl₂ → CaCO₃ + NaCl

1. Balancear la ecuación:

Na₂CO₃ + CaCl₂ → CaCO₃ + 2NaCl

2. Calcular la masa molar (M) de CaCO₃:

M_r(CaCO₃) = 40 u (Ca) + 12 u (C) + 3 × 16 u (O) = 100 u

M(CaCO₃) = 100 g/mol

3. Convertir la masa de CaCO₃ a moles:

225 g CaCO₃ × (1 mol CaCO₃ / 100 g CaCO₃) = 2.25 mol CaCO₃

4. Usar la relación estequiométrica para encontrar los moles de Na₂CO₃:

Según la ecuación balanceada, 1 mol de Na₂CO₃ produce 1 mol de CaCO₃.

2.25 mol CaCO₃ × (1 mol Na₂CO₃ / 1 mol CaCO₃) = 2.25 mol Na₂CO₃

5. Calcular la masa molar (M) de Na₂CO₃:

M_r(Na₂CO₃) = 2 × 23 u (Na) + 12 u (C) + 3 × 16 u (O) = 106 u

M(Na₂CO₃) = 106 g/mol

6. Convertir los moles de Na₂CO₃ a masa:

2.25 mol Na₂CO₃ × (106 g Na₂CO₃ / 1 mol Na₂CO₃) = 238.5 g Na₂CO₃

Por lo tanto, se necesitan 238.5 g de Na₂CO₃ para producir 225 g de CaCO₃.