1. Identificación de elementos y compuestos químicos
1.1. Espectroscopía de absorción química
1.2. Espectroscopía infraroja
2. Espectrógrafo de masas e identificación de isótopos
2.1. ¿Qué son los isótopos?
2.2. Espectrógrafo de masas
2.3. Cálculo de masas atómicas relativas de los elementos
3. Cálculos con fórmulas de un compuesto
3.1. Composición centesimal
3.1.1. Es el porcentaje en masa en que cada elemento contribuye a la masa de un compuesto. Se obtiene dividiendo la masa de cada elemento en un mol de compuesto, entre la masa molar del compuesto, y multiplicando por cien el resultado.
3.2. Cálculo de fórmulas
3.2.1. Empírica
3.2.1.1. Indica la relación más simplificada de los átomos de los elementos que forman una sustancia química
3.2.2. Molecular
3.2.2.1. Indica la relación exacta de los átomos de los elementos que forman una sustancia química
4. Los gases
4.1. Teoría cinético-molecular de los gases
4.1.1. 1. Los gases están compuestos de moléculas separadas por distancias mucho mayores que sus dimensiones. Estas moléculas pueden considerarse puntuales, es decir, partículas con masa pero volumen despreciable.
4.1.2. 2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en todas las direcciones, colisionando constantemente entre sí y con las paredes del recipiente que los contiene. Estos últimos choques son la causa de la presión que ejerce un gas.
4.1.3. 3. Los choques entre las moléculas son elásticos, es decir, la energía se transfiere totalmente de unas a otras sin pérdidas, permaneciendo constante la energía total del sistema.
4.1.4. 4. La fuerza de atracción entre las moléculas de un gas se considera nula debido a que se encuentran muy separadas entre ellas.
4.1.5. 5. La energía cinética media de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta del gas.
4.1.5.1. Ec=3/2·k·T
4.2. Leyes de los gases
4.2.1. A presión constante el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
4.2.1.1. Ley de Charles.
4.2.2. A volumen constante la presión de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
4.2.2.1. Ley de Gay-Lussac
4.2.3. A temperatura constante el volumen de una masa de gas es inversamente proporcional a su presión.
4.2.3.1. Ley de Boyle-Mariotte
4.3. Ecuación de los gases
4.3.1. Ideales
4.3.1.1. pV = nRT
4.3.1.2. (pV)/T=constante
4.3.2. Reales
4.3.2.1. Ecuación de Van der Waals
4.4. Mezcla
4.4.1. La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales ejercidas por todos sus componentes
4.4.1.1. Ley de las presiones parciales
4.4.2. La presión parcial de un gas es igual a su fracción molar multiplicada por la presión total de la mezcla.
5. Leyes ponderales
5.1. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton
5.1.1. Ley de las proporciones múltiples. Cuando se combinan dos elementos para formar más de un compuesto, una masa constante de uno de ellos se combina con masas variables del otro. Estas masas variables guardan entre sí una relación sencilla de números enteros.
5.1.1.1. John Dalton, químico inglés
5.2. Ley de las proporciones definidas o de Proust
5.2.1. Ley de las proporciones definidas. Cuando dos elementos se combinan para originar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación en masa constante.
5.2.1.1. Joseph Louis Proust, 1799, químico francés
5.3. Ley de conservación de la masa o de Lavoisier
5.3.1. Ley de conservación de la masa. La masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química permanece invariable; por tanto, la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa de las sustancias que se originan (productos)
5.3.1.1. Antoine-Laurent de Lavoisier, 1789, químico francés
6. Teoría atómica de Dalton
6.1. Postulados
6.1.1. 1. Los elementos están formados por partículas extraordinariamente pequeñas, indivisibles e indestructibles, llamadas átomos.
6.1.2. 2. Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos: tienen tamaño, masa y propiedades idénticas.
6.1.3. 3. Los átomos de un elemento químico son diferentes a los átomos de los demás elementos, por tanto, tienen diferente masa y propiedades.
6.1.4. 4. Los compuestos químicos están formados por átomos de más de un elemento. La relación entre el número de átomos de los diferentes elementos que forman el compuesto viene expresada por números enteros.
6.1.5. 5. En las reacciones químicas, los átomos nunca se crean ni se destruyen, solo se recombinan de forma distinta.
6.2. Interpretación de las leyes ponderales
6.3. Limitaciones
6.3.1. 1. Los átomos son divisibles, en las reacciones nucleares de fisión.
6.3.2. 2. Existen diferentes propiedades en átomos de un mismo elemento, son los isótopos.
6.3.3. 3. Dalton supuso que la relación entre los distintos elementos de un compuesto era siempre la más sencilla. Supuso que el agua era HO.
7. Leyes volumétricas
7.1. Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac
7.1.1. Ley de los volúmenes de combinación. En las reacciones entre gases, los volúmenes de los reactivos y de los productos están en una relación constante de números enteros sencillos.
7.1.1.1. Joseph Louis Gay Lussac, 1809, químico francés.
7.2. La hipótesis de Avogadro
7.2.1. Ley de Avogadro. Volúmenes iguales de diferentes gases, sometidos a las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen siempre el mismo número de moléculas.
7.2.1.1. Amadeo Avogadro, 1811
8. Cantidad de sustancia
8.1. Masas, atómica y molecular, relativa
8.1.1. La masa atómica relativa, de un elemento es el número de veces que la masa de un átomo contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Este número carece de unidades.
8.1.2. La masa molecular relativa, de una molécula o de una unidad fórmula el número de veces que la masa de una molécula contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Este número carece de unidades.
8.2. Mol y masa molar
8.2.1. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas,...) como átomos hay exactamente en 12 g de C-12.
8.2.1.1. 1 mol = 6'022exp23
8.2.2. La masa molar, M, de una sustancia es la masa, expresada en gramos, de un mol de unidades (átomos, moléculas ,...) de dicha sustancia.
8.3. Volumen molar
8.3.1. El volumen molar es el volumen de un mol de cualquier gas, medido a 1 atm de presión y 273 K de temperatura.
8.3.1.1. 22'4 L
8.4. Cálculos
8.4.1. La unidad de masa atómica, u, es la doceava parte de un átomo de C-12, y es la referencia para definir las masas atómicas relativas.