1

1. Unitate Didaktikoa

KIMIKAKO OINARRIZKO KONTZEPTUAK

1. ATOMOAK ETA MOLEKULAK ........................................................................... 2 2. MOLA ...................................................................................................................... 4

3. MOLEAN OINARRITURIKO KALKULUAK ...................................................... 6 4 DISOLUZIOAK ....................................................................................................... 7 5 ERREAKZIO KIMIKOAK .................................................................................... 11 6 ARIKETAK ............................................................................................................ 13 7 DISOLUZIOEN ARIKETAK ................................................................................ 13

2

1. ATOMOAK ETA MOLEKULAK

Atomo-kontzeptua, materiaren oinarrizko partikula gisa, Daltonen teoriatik zuzenean

sortu zen. Aitzitik, molekula kontzeptua, atomoz eraturiko partikula moduan,

Avogadrori sor zaio.

Molekulak substantzia baten berezko propietateak gordetzen dituzten haren

atomoen elkarte txikienak dira.

Eratzen dituzten atomo-kopuruaren arabera, molekulak monoatomikoak, diatomikoak,

triatomikoak eta abar izan daitezke.

Substantzia bakunak edo elementu kimikoak mota bereko atomoek eratzen

dituzte. Haien molekulak, baldin badaude, homoatomikoak dira (atomo berdin-

berdinak), eta monoatomikoak (gas nobleak), diatomkoak (hidrogenoa,

nitrogenoa, oxigenoa, fluoroa, koroa, bromoa eta iodoa), triatomikoak (ozonoa),

tetraatomikoak (fosforoa) eta oktoatomikoak (sufrea) izan daitezke.

Substantzia konposatuak atomo desberdinek eratzen dituzte. Molekulek

eratzen badituzte, horiek heteroatomikoak izango dira, eta bistan denez, ezin

izango dira inoiz monoatomikoak izan.

1.1 Formulak. esanahia. Formula enpirikoak, molekularrak eta garatuak

Ikurrak elementu kimikoen eta elementu honen atomoen adierazpen laburtuak diren

bezala, substantzia konposatuak formulen bidez adierazten dira.

Formula bat substantzia baten adierazpen laburtua da eta haren konposizio

molekularra adierazten du.

Formulak substantzia osatzen duten elementuen ikurrak idatziz egiten dira, eta ikur

bakoitzari dagokion elementuak molekulan duen atomo-kopurua adierazten duen azpi-

indize bat ipintzen zaio (1 azpi-indizea ez dago jarri beharrik). Substantzia bat

molekulez eraturik ez dagoenean (konposatu ionikoen kasua, esate baterako)

neutraltasun elektrikoa bermatzen duen atomo edo ioi osagaien arteko gutxieneko

erlazioa adierazten duten beste formula-mota batzuk erabiltzen dira. Lehenengo kasuan

formulak molekularrak direla esaten da eta bigarrenean aldiz, formula enpirikoez hitz

egiten da, analisi kuantitatibo esperimentaletik ondorioztatzen baitira.

Horrela, amoniakoaren formulak, NH3, molekula atomo bat nitrogenok eta hiru atomo

hidrogenok eratzen dutela adierazten du eta sodio kloruroarenak. NaCl, bestalde,

substantzia horren konposizioan sodioaren eta kloroaren ioi kopuru berdinek esku

hartzen dutela adierazten digu soilik.

Konposatu ez-organiko gehienen kasuan formula enpirikoa eta molekularra berdinak

izaten dira. Baina, konposatu organiko askotan ez da hori gertatzen; adibidez, etanoaren

formula molekularra C2H6 da eta enpirikoa CH3. Formulek beraz, esanahi bikoitza dute:

- Koalitatiboa, substantzian dauden elementuak adierazten baitituzte.

- Koantitatiboa, haietako bakoitzari dagokion proportzioa adierazten

baitute.

Horrela, metanoaren formulak, CH4, zera adierazten du:

3

a) Metanoa bi elementuk osatzen dute: karbonoak eta hidrogenoak.

b) Metano molekula bakoitzak 5 atomo ditu: karbono atomo bat eta 4 hidrogeno

atomo.

Badira bestalde, formula garatuak izenekoak ere. Horiek molekula osatzen duten

atomoen arteko loturak erakutsi nahi direnean erabiltzen dira, eta baita haien banaketa

geografikoa azaldu nahi denean ere. Esate baterako, hidrogenoaren, oxigenoaren, uraren

eta eztainu oxidoaren formula garatuak ondorengoak dira, hurrenez hurren:

H-H O=O H-O-H Sn=O

||

O

Formula garatuak batzuetan ezinbestekoak dira kimika organnikoan, formula molekular

berdina duten baina atomoen ordenazio posible desberdinak direla eta propietate

desberdinak dituzten karbonoaren konposatuak baitaude.Konposatu horiek formula

garatu desberdinak izango dituzte. Hala, propanalak eta propanonak formula molekular

berbera dute, baina haien formula garatuak desberdinak dira:

Propanala: Propanona:

H H H H H

| | | | |

H-C-C-C=O H-C-C-C-H

| | | || |

H H H O H

Ariketak

1. Substantzia bakunen molekulak heteroatomikoak izan al daitezke? Eta triatomikoak? Zure

erantzunak arrazoitu.

2. Substantzia konposatuen molekulak homoatomikoak izan al daitezke? Eta monoatomikoak? Zure

erantzunak arrazoitu.

3. Formula eta ikur bera duen adibideren bat aipatu.

4. Zer desberdintasun dago formula enpiriko baten eta molekular baten artean? Berdinak izan al

daitezke inoiz? Zure erantzunak argituko dituzten adibideak ipini.

1.2 Atomoen eta molekulen masa

Atomoak txiki-txikiak dira.Haien tamaina hurbildua 10-10

m (1 ångström) ingurukoa

da.Horrek adierazten digu ilaran jarritako hamar mila milioi atomok metro bateko luzera

izango lukeela. Bestalde, nukleoaren erradioa atomoarena baino hamar mila bat aldiz

txikiagoa da, 10-14

m ordenakoa.

Horrek guztiak atomoen masa ere oso txikia dela pentsarazten digu. Unitate gisa kg-a

erabiliko bagenu oso zenbaki txikiak eta zailak erabiltzeko lortuko genituzke.

Hidrogeno atomo baten masa adibidez, 1,67 ∙ 10-27

kg-koa da.

Arazo hori saihesteko, errazena atomoen masa-unitate gisa haietako edozeinen masa

aukeratzea da.

4

1.3 Masa atomikoaren unitatea

1961 urteko abuztuan, Montrealen izandako IUPAC-en Batzarrean, Atomikoen

Nazioarteko Batzordeak, guztien adostasunez, erreferentzia-patroi gisa 12 zenbaki

masikodun karbonoaren isotopoa (C-12) hartuz masa atomikoaren eskala bat definitzea

erabaki zuen eta haren masari 12 unitateetako balio zehatza eman zitzaion. Horretan

oinarriturik ondorengo definizioa ezar daiteke:

Masa atomikoaren unitatea, 12 zenbaki masikodun karbonoaren isotopoaren

masaren hamabirena da eta gutxi gora behera 1,6605655 ∙ 10-27

kg balio du.

1.4 Masa atomikoak eta molekularrak

Elementu baten masa atomikoak, A-k, haren atomoetako batek C-12 atomo baten

masaren hamabirena zenbat aldiz duen adierazten du.

Substantzia baten masa molekularrak, A-k, haren molekuletako batek C-12 atomo

baten masaren hamabirena zenbat aldiz duen adierazten du.

Molekulak atomoen elkartzearen ondorioz eratzen direnez, logikoa da substantzia baten

masa molekularra substantzia horren molekula bat osatzen duten atomoen masa

atomikoen batura izatea.

Adibideak 1. CaSO4 (Ca = 40; S = 32; O = 16) formula duen kaltzio sulfatoaren masa molekularra

kalkulatu.

Ebazpidea:

Kaltzio sulfatoaren masa molekularrari M deitzen badiogu eta A substantzia horretako elementu

bakoitzaren masa atomikoari, zera izango dugu:

M(CaSO4) = 1 ∙ A (Ca) + 1 ∙ A (S) + 4 ∙ A (O) = 1 ∙ 40 + 1 ∙ 32 + 4 ∙ 16 = 136

Kaltzio sulfatoaren masa molekularra (formula-masa hobe esanda) 136 dela esatean kaltzio sulfatoaren

molekularen masa C-12 atomo baten masaren hamabirena baino 136 aldiz handiagoa dela adierazi nahi

dugu.

2. MOLA

Eguneroko bizitzan materia-kantltate jakin bat hiru modu desberdinez adieraz daiteke:

• Masaren bidez (kg bat arroz).

• Bolumenaren bidez (litro bat olio).

• Kopuru jakinak adierazten dituzten taldeen bidez (galtzerdi-pare bat, dozena bat

arrautza...).

Jar dezagun arreta azken kasu horretan: multzo bakoitza entitate-kopuru jakin batek

osatzen badu ere, beti kopuru bera, multzoaren masa entitate bakoitzaren masaren

araberakoa izango da. Horrela, dozena bat laranjak, dozena bat pastelek eta dozena bat

arrautzek hiru mota desberdinetako kopuru berberak adierazten dituzte eta, hala ere,

haien masa desberdina da.

Kimikan partikulekin egiten da lan, atomoak, molekulak, ioiak, elektroiak..., oso

tamaina eta masa txikikoak, eta elkarren artean banan-banan konbinatzen dira. Hori

5

dela-eta, oso erabilgarria izaten da partikula horiek beti entitate-kopuru bereko talde

handitan elkartzea: zehazki, 6,02 ∙1023

. Multzo horietako bakoitzari mol deritzo eta pilo,

handi, egundoko... esan nahi duen latineko moles izenetlk dator eta Kimikan W.

Ostwald-ek sartu zuen 1896 urtean. Horrela bada:

2.1 SI definizioa

Mola Sistema internazionaleko substantzia-kantitatearen unitatea da. Definizioa Pisuen

eta Neurrien XIV.Batzordean erabaki zen, eta honela dio:

Mol bat karbono 12-ren 0,012 kg-n dauden atomoak adina oinarrizko entitate

dituen sistema baten substantzia-kantitatea da. Mola erabiltzen denean oinarrizko

entitateak zein diren zehaztu behar da, eta horiek, atomoak, molekulak ioiak,

elektroiak, beste partikulak edo partikula horien zehazturiko taldeak izan

daitezke.

2.2 Avogadroren zenbakia

0.012 kg C-12-n dagoen atomo-kopurua eta, beraz, edozein substantziaren mol batean

dagoen oinarrizko entitateen kopuruari Avogadroren zenbakia deitzen zalo. Nahiko

zehatz mugatu zuen lehena Joseph Loschmidt austriarra (1821-1895) izan zen 1865ean.

Ordutik aurrera metodo ugari erabili dira hura zehazteko eta gehienak bat datoz, errore

esperimentalen mugak kontuan harturik. Gaur egun onarturik dagoen Avogadroren

zenbakiaren balioa ondorengoa da:

N0 = 6,022045 ∙1023

mol-1

= 6,02 ∙1023

mol-1

2.3 Gas baten bolumen molarra

Oraintxe ikusi ahal izan denez, edozein substantziaren mol batek N0 oinarrizko entitate

(partikula) dauzka, eta gas baten kasuan N0 molekula izango dira (molekulak baitira,

hain zuzen ere, gasak osatzen dituzten partikulak). Bestalde, Avogadroren hipotesitik

ondorioztatzen denez, edozein gasen molekula-kopuru jakin batek beti bolumen berbera

(tenperatura eta presio baldintza berdinetan neurtua) betétzen du. Eta hori jakinda zera

esan daiteke: edozein gasen mol batek (molekula-kopuru berdina), presio eta

tenperatura baldintza berdinen pean, beti bolumen berdina beteko du. Bolumen

honi bolumen molar normala, Vm, deritzo. Presioa 1 atmosfera eta tenperatura 0 °C (=

273 K) diren kasuan, baldintza normalak (b. n.), alegia, gas baten mol baten

bolumenari bolumen molar normala, Vmn, deitzen zaio eta espenmentalki 22,41383 l ≈

22,4 l (Vmn = 22,4 l/moI) dela frogatu da.

2.4 Molaren eta masa atomiko edo molarren arteko erlazioa

0,012 kg (12 g) C-12n Avogadroren zenbakiari dagokion atomo-kopurua dago. Beraz,

12 g C-12 eta C-12 atomoen mol bat baliokideak dira. 12 da, hain zuzen ere,

karbonoaren masa atomikoa.

Hidrogenoaren masa atomikoa 1 da, horrek eesan nahi du hidrogeno atomo batek C-12-

ren atomo batek baino 12 aldiz masa txikiagoa duela. Beraz 6,02 ∙1023

hidrogeno-

6

atomoen masa = hidrogeno atomoen mol baten masa, C-12-ren atomoen mol batena

baino 12 aldiz txikiagoa da, hau da, 1 g. Orokorrean ondorengoa esan dezakegu:

Edozein substantzia bakunen atomoen mol baten masa, gramotan adierazia, haren

masa atomikoaren zenbakizko balioaren baliokidea da.

Era berean, uraren masa molekularra 18 da. Ur molekula batek beraz, C-12 atomo baten

masa baino 1,5 aldiz masa handiagoa du, eta hortik ondorioztatzen denez, 6,02 1023

ur

molekulek 18 gramoko masa izango dute. Ondorioz, 1 mol ur 18 gramoren baliokidea

da. Oro har:

Edozein substantziaren (bakuna edo konposatua) molekulen mol baten masa,

gramotan adierazia, haren masa molekularraren zenbakizko balioaren baliokidea

da.

Ariketak

1. Ondorengo baieztapena egia ala gezurra den arrazoitu: “ur likidoaren mol batek Avogadro-ren

zenbakiaren berdina den molekula kopurua du eta 22,4 l betetzen ditu”.

2. Batzuetan esaten da substantzia baten mol bat gramotan adieraziriko haren masa molekularra dela. Hori

esatea akats handia da. Zergatik?

Adibideak

1 mol Masa (gramotan) Molekula-kopurua b. n.-etan betetzen duen bolumena (litrotan) H2 2 6,02 10

23 22,4 He 4 6,02 10

23 22,4 N2 28 6,02 10

23 22,4 CO2 44 6,02 10

23 22,4

3. MOLEAN OINARRITURIKO KALKULUAK

3.1 Substantzia baten masa(g) ezaguturik haren mol kopuruaren kalkulua

Kalkulu hori berehalakoa da: horretarako nahikoa da masa hori (gramotan) masa

molekularraz (Mm) zatitzea. n (molak) =

Adibideak

1. Zenbat molen baliokideak dira 132 g karbono dioxido? (C = 12; O = 16).

Ebazpidea: karbono dioxidoaren (CO2) masa molekularra ondorengoa denez:

Mm (CO2) = 1 ∙ A (C) + 2 ∙ A (H) = 1 ∙ 12 + 2 ∙ 16 = 44

Orduan: n = = = 3 mol CO2

2. % 28,7 CaCO3 aberastasuna duen kare-harri baten 435 gramotan dagoen kaltzio-karbonatoaren

mol kopurua aurkitu: (Ca = 40; C = 12; O = 16).

Ebazpidea: kaltzio karbonatoaren masa molekularra 100 denez, honakoa izango dugu:

n = 435 g kararri ∙ ∙ = 1,25 mol CaCO3

3.2 Mol-kopurua ezaguturik masaren kalkulua

Aurrekoaren alderantzizko problema da. Lehenago erabilitako adierazpenean m

bakantzen badugu, honakoa izango dugu:

m = n ∙ Mm

7

Adibideak

1. 4 mol azido sulfuriko, H2SO4, zenbat gramoren balikide dira? (H = 1; S = 32; O = 16). Ebazpidea: azido sulfurikoaren masa molekularra ondorengoa denez:

Mm (H2SO4) = 2 ∙ A (H) + A (S) + 4 ∙ A (O) = 2 ∙ 1 + 32 + 4 ∙ 16 = 98

Orduan: m = 4 mol g H2SO4∙ = 392 g H2SO4

3.3 Substantzia baten kantitate jakin baten atomo- edo molekula kopuruaren

kalkulua

Kalkulu hori egiteko 3.1 atalean ikusitakoa besterik ez da kontuan izan behar eta era

berean, Avogadroren zenbakiaren balioa gogoratu.

Adibideak

1. Zenbat molekula daude butanoaren, C4H10, 348 g-tan? (C = 12; H =1).

Ebazpidea: butanoaren masa molekularra ondorengoa denez: M (C4H10) = 4 ∙ A (C) + 10 ∙ A (H) = 4 ∙ 12

+ 10 ∙ 1 = 58

Dagoen butanoaren mol-kopurua hau da: n = = = 6 mol C4H10

Eta N, molekula-kopurua N0–ren balioa kontuan izanik lortuko dugu: N = n ∙ N0 = 6 ∙ 6,02 ∙ 1023

= 3,61 ∙

1024

molekula C4H10.

Problema ordea modu azkarragoan ebatz daiteke, etapa bakarrean, konbertsio-faktoreen metodoa erabiliz:

348 g C4H10 ∙ ∙ = 3,61 ∙ 1024

molekula C4H10.

2. 100 cm3 edukiera duen urez beteriko koilaratxo batek, zenbat ur molekula dauzka? (H = 1; O =

16).

100 cm3 H2O ∙ ∙ = 3,34 ∙ 10

24 molekula H2O

3.4 Elementu baten atomo baten edo konposatu baten molekula baten masaren

kalkulua (g)

Aurreko atalean ikusi dugunaren alderantzizko prozesua da. Ondorengo adibidean

adierazten den bezala egiten da.

Adibideak

1. Zein da amoniako, NH3, molekula baten masa gramotan? (N = 14; H = 1)

Ebazpidea:

Amoniakoaren masa molekularra ondorengoa da:

M (NH3) = 1 ∙ A (N) + 3 ∙ A (H) = 1 ∙ 14 + 3 ∙ 1 = 17

Beraz, 1 molekula NH3 ∙ ∙ = 2,82 ∙ 10-23

g

4 DISOLUZIOAK

Disoluzioak proportzio aldakorrean dauden bi substantzia edo gehiagoren

(osagaiak izenekoak) nahaste homogeneoak dira.

Disoluzio bateko osagaiek izen hauek izaten dituzte:

Solutua: disolbatzen den substantzia da eta normalean proportzio txikienean

esku hartzen du.

8

Disolbatzailea: solutua disolbatzen duen substantzia da eta, normalean,

disoluzioaren egoera fisikoa mugatzen duena.

Solutuak zein disolbatzaileak beren propietate kimikoak gordetzen dituzte; aldiz,

disoluzioaren propietate fisikoak eta osagi bakoitzarenak desberdinak dira, dentsitatea,

solidotze- eta irakite-puntuak batez ere. Disolbatzailetzat ura duten disoluzioei ur-

disoluzioak deitzen zaie.

4.1 Disoluzioen sailapena:

a) Solutuaren eta disolbatzailearen hasierako egoera fisikoari erreparatuz eta disoluzioak

beti azkenaren egoera duela kontuan hartuz, ondorengo kasuak bereiz daitezke:

Solutua Disolbatzailea Adibidea

Solidoa

Solidoa

Aleazioak

Likidoa Amalgamak

Gasa Paladioan gorderiko hidrogenoa

Solidoa

Likidoa

Azukrea uretan

Likidoa Alkohola uretan

Gasa Amoniakoa uretan

Solidoa

Gasa

Kea

Likidoa Lainoa

Gasa Airea

b) Solutuak disolbatzaileari dagokionez duen proportzioaren arabera, disoluzioak

honakoak izan daitezke:

Diluitua, disolbatzaileari dagokionez solutuak duen proportzioa txlkia baldin

bada. Adibidea Sosa (NaOH) “ale” bat bost litro uretan.

Kontzentratua, solutuak disolbatzailearekiko duen proportzioa handia baldin

bada. Bistan denez, disoluzio kontzentratuak disolbatzen den substantzia oso

disolbagarna bada soilak dira posible.

Asetua, disoluzio bat tenperatura jakin batean aseturik dagoeta esaten da,

tenperatura horretan izan dezakeen disolbaturiko solutu-kantitate maximoa

duenean.

Gainasetua, disolbatzaileak onartzen duena baino solutu-kantitatea handiagoa

dagoenean. Disoluzio-mota hori metaegonkorra da eta nahlkoa da hartan eagina

duen edozein eragile (tenperatura, agitazioa. kñstaltze-nukleoak egotea, eta abar)

pixka bat aldatzea sobera dagoen solutua, solidoa bada, hauspeatzeko.

4.2 Ehunekoak masan eta bolumenean

Disoluzio baten ehunekoa masan (edo pisuan), disoluzioaren 100 gramoko dagoen

solutuaren gramo-kopurua da:

Ehunekoa masan (% masan) = ∙ 100

Horrela, sodio hidroxidoaren disoluzio bat pisuan % 4-koa dela esaten denean,

disoluzioaren 100 gramotik 4 gramo sodio hidroxidoari eta 96 (100 – 4) gramo urari

dagozkiela esan nahi da.

9

Disoluzio baten ehunekoa bolumenean, likido-likido eta gas-gas disoluzioetan maiz

erabiltzen da eta disoluzioaren 100 litroko dauden solutuaren litroak (edo mililitroak)

dira:

Ehunekoa bolumenean (% bolumenean) = ∙ 100

Horrela. etanolaren ur-disoluzio bat boúnenean % 85ekoa dala esaten dugunean.

disoluzio horren 100 ml-tan, 85 ml etanol direla eta gainerakoa (15 ml) ura dela esan

nahi dugu. Ehunekora bihurtzeko beharrezkoa da aldez aurretik disoluzioaren osagaien

dentsitatea jakitea, ondorengo adibidean ikus daitekeen bezala:

Adibideak

1. 150 ml etanol (CH3CH2OH) 350 ml uretan disolbatu dira.

a) Zein da etanolaren ehunekoa bolumenean disoluzio horretan?

b) Zein da etanolaren ehunekoa pisuan? (Etanolaren dentsitatea 0,732 g/ ml da).

Ebazpidea:

a) Demagun bolumenak gehigarriak direla, hau da, alkohola uretan disolbatzean ez dela bolumena

aldatzen: disoluzioaren bolumena = solutuaren bolumena + disolbatzailearen bolumena = 150 ml

+ 350 ml = 500 ml

Etanolaren ehunekoa bolumenean honakoa izango da:

Etanolaren % bolumenean = · 100 = · 100 = % 30

b) Disoluzioan dagoen etanolaren masa ondorengoa da:

Etanolaren masa = Vetanola ∙ ρetanola = 150 ml 0,732 g/ml = 109,8 g

Eta urarena:

Uraren masa = Vura ∙ dura = 350 ml ∙ 1,00 g/ml = 350 g

Beraz, disoluzioaren masa hau izango da:

Disoluzioaren masa = solutuaren masa + disolbatzailearen masa = 109,8 g + 350 g = 459,8 g

Eta etanolaren ehunekoa pisuan (edo masan):

Etanolaren % masan = ∙ 100 = ∙ 100 = % 23,88

4.3 Kontzentrazioa gramo/litro-tan

Disoluzio baten kontzentrazioa gramo litrokotan emanez disoluzio litro bakoitzeko

dagoen solutuaren gramo-kopurua (solutuaren masa gramotan(disoluzioaren bolumena

litrotan) adierazten da.

Adibideak

1. 10 cm3 H2SO4 (d = 1,8 g/cm

3) 250 cm

3 uretan disolbatu dira. Kalkulatu disoluzioaren

kontzentrazioa g/l-tan.

Ebazpidea:

Lehenik, disolbaturiko H2SO4–ren masa kalkulatuko dugu: solutuaren masa = 10 cm3 ∙ 1,8 g/cm

3 = 18 g

Bestalde. Disoluzioaren bolumena = solutuaren bolumena + disolbatzailearen bolumena = 10 cm3 + 250

cm3 = 260 cm

3 = 0,260 l

Beraz: kontzentrazioa = = 69,23 g H2SO4/l disoluzio

4.4 Disoluzio baten molaritatea (M)

Disoluzio baten molaritatea (M) disoluzio litro bakoitzeko dagoen solutuaren mol

kopurua da.

Molaritatea (M) = -

10

Adibideak

1. 6,3 g HNO3 uretan disolbatu dira litro bat disoluzio osatu arte.

a) Molaritatea kalkulatu.

b) Disoluzio horretatik 200 cm3 hartu dira eta ura erantsi zaio litro erdia osatu arte. Beste disoluzio

honen molaritatea ondorioztatu. (N = 14; H = 1; O = 16)

Ebazpidea:

a) HNO3-ren masa molekularra 63 denez, ondokoa izango dugu: M = = 0,1 M

b) 0,1 M den 200 cm3 disoluzioan dagoen mol kopurua ondorengoa izango da:

n = 200 cm3 disoluzio ∙ ∙ = 0,02 mol HNO3

Eta molaritate berria: M = = 0,04 M

Praktikan molaritate jakin bateko disoluzio bat prestatzeko aurretik kalkulatuko den

beharrezko solutu kantitatea pisatzen da eta ondoren prezipitatu-ontzi batean ipintzen

da. Gero disolbatzaile pixka bat gehitzen zaio (ontziaren erdiraino adibidez) eta ondo

irabiatzen da erabat disolbatu arte. Ondoren matraze aforatu batera pasa eta disolbatzaile

gehiago eransten da matrazearen arrasera iritsi arte.

Adibideak

1. 200 cm3-ko matraze bolumetriko batean disoluzio bat prestatu da. Disolbatraile gisa ura erabili

da eta solutu gisa 5 gramo sodio sulfato eta matrazea arrasean bete da. Disoluzioaren molaritatea

kalkulatu. (Na = 23; S = 32; 0 = 16; H = 1).

Sodio sulfatoaren, Na2SO4, masa molekularra 142 da.

Molaritatearen balioa zuzenean aurki daiteke: M = = 0,176 M

2. 1 M den azido sulfurikoaren disoluzio baten 50 cm3 eta azido horren 0,1 M den beste disoluzio

baten 200 cm3 nahastu dira. Lortu den disoluzioaren molaritatea ondorioztatu.

Ebazpidea:

Lehenik nahastu aurretik disoluzio bakoitzean dagoen mol-kopurua

kalkulatuko dugu:

a) Lehenengo disoluzioa:

n = 50 cm3 · · = 0,05 mol H2SO4

b) Bigarren disoluzioa:

n’ = 200 cm3 · = 0,02 mol H2SO4

guztira, behin nahastea egin eta gero, 0,07 mol H2SO4 ditugu 250 cm3 =

0,25l-tan disolbaturik. Beraz, disoluzio horren molaritatea ondorengoa

izango da:

M = = 0,28 M

Ariketak

1. Zein da ur puruaren kontzentrazio molarra (molaritatea)? Emaitza: 55,56 M

2. 20 g azido sulfuriko 0,1 l uretan disolbatzen dira eta disoluzioak 0,111 l-ko bolumena lortzen du.

a) Disoluzio horren ehunekoa pisuan kalkulatu.

b) Haren molaritatea aurkitu. Emaitzak: a) % 16,67; b) 1,84 M

3. 50 g etanol (CH2 - CH2OH) eta 50 g ur nahastu ditugu 0,954 g/cm3-ko dentsitatea lortzeko. Aurki

ezazu disoluzio honen kontzentrazio molarra etanolean. Emaitza: M = 10,37 M

Molaritate jakin bateko

disoluzioaren prestaketa

11

4.5 Molalitatea

Disoluzio baten molalitatea (m) disolbatzaile kg batean dagoen solutuaren mol-kopurua

da:

m = -

-

4.6 Normalitatea

Disoluzio azido eta baseen kontzentrazioa adierazteko normalitatea (N) erabiltzen da

maiz, hau da, disoluzioaren litro bakoitzean dagoen gramo-baliokide kopurua.

N = -

-

Konposatu baten gramo-baliokidea konposatu horren mola balentziaz zatituz lortzen da.

- Azidoen kasuan, azidoaren molekulak duen hidrogeno-kopurua da.

- Base baten kasuan, balentzia bat dator molekulak dituen OH taldeekin.

5 ERREAKZIO KIMIKOAK

Substantzien izaera aldarazten duten aldaketei transformazioak edo erreakzio kimikoak

deitzen zaie, eta honela definitzen dira:

Erreakzio kimikoa substantzia bat edo batzuk beste substantzia desberdin baten

edo batzuetan eraldatzea da. Erreakzioak eta ekuazioak

Komenigarria da erreakzioa eta ekuazio kimikoa

ez nahastea, nahiz eta lengoaia arruntean bi

termino horiek askotan berdintzat hartzen diren.

Erreakzio kimikoa naturan, industrian edo laborategian gertatzen den prozesu bat da. Prozesu horretan

zehar erreaktibo izeneko substantzia batzuk erreakzioaren produktuetan eraldatzen dira.

Ekuazio kimikoa benetako prozesu horren adierazpide laburtua da.

Adibideak

1. Ikatza erretzen denean, aireko oxigenoarekin konbinatzen da. Bi substantziak,

karbonoa eta oxigenoa, substantzia desberdin batean eraldatzen dira, karbono

dioxidoa alegia.

2. Hidrogenoak, gas erregaia, oxigenoarekin, errekaria, erreakzionatzen du eta

likido erregaitz eta errekaria ez den ura ematen du.

Gaur egun erreakzio kimiko guztietan molekulak apurtu egiten direla onartzen da, ez

ordea atomoak; horiek hasierakotik desberdinak diren substantziak sortzeko berrantolatu

edo taldekatzen dira.

5.1 Erreaktiboak, produktuak eta azpiproduktuak

Hasieran dauden eta erreakzioan zehar desagoertzen diren substantziei erreaktibo edo

substantzia erreakzionatzaile deritze, eta sortzen direnei eta bukaeran agertzen direnei

erreakzioaren produktu deritze.

Eskeman: Erreaktiboak Erreakzio kimikoa

Erreakzioaren produktuak

12

Maiz, erreakzio kimikoaren zenbait produktu ez dute industria-, merkataritza- edo

gizarte-interesik eta kaltegarriak ere izan daitezke. Azpiproduktu edo hondakinak

izenekoak dira.haiek kentzea zaila izaten da askotan.

Azpiproduktuaren kontzeptua prozesuaren aurkikuntzaren une historikoari loturik

egoten da askotan; izan ere maiz gertatzen da garai batean azpiproduktutzat hartu zena,

substantzien ikerketa- eta azterketa-metodoak hobetzean prokuktu izatera pasatzea.

5.2 Ekuazio kimikoak

Erreakzio kimikoak, ekuazio kimikoak izeneko hitzarmenezko ekuazio batzuen bidez

irudikatzen dira, eta gezi batez bananduriko bi atal izaten dituzte.

Lehenengo atalean (hau da, ezkerraldekoan) erreaktiboen formulak idazten dira eta

bigarrenean (eskuinaldekoan), erreakzioaren produktuenak (bi kasuetan gehi zeinuek

bereizita).

Adibideak

1. Sufrea aireko oxigenoarekin erretzen da eta sufre dioxidoa ematen dute. Sufrea eta oxigenoa

erreaktiboak dira eta sufre dioxidoa, aldiz, erreakzioaren produktua.

Prozesu horren ekuazio adierazgarria honakoa da: S + O2 → SO2

2. Azido sulfurikoak zinkarekin erreakzionatu eta zink sulfatoa eta hidrogenoa eratzen dira. Erreaktiboak

azido sulfurikoa eta zinka dira eta erreakzioaren produktuak zink sulfatoa eta hidrogenoa.

Prozesu horri dagokion ekuazio kimikoa hurrengoa da: H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

Ohar zaitez ekuazio horietan ez dela berdintasun zeinurik (=) erabiltzen erreakzioaren

norantza adierazten duen punta duen gezi bat baizik. Erreakzioa itzulgarria balitz (

produktuek elkarren artean erreakziona dezakete erreaktiboak birsortzeko), gezi bikotz

bat erabili beharko litzateke hori adierazteko:

N2 + 3H2 ↔ 2 NH3

Beraz: ekuazio kimikoa erreakzio kimikoaren adierazpen sinboliko laburtua da.

2.1 Ekuazio kimikoen doikuntza: koefiziente estekiometrikoak

15. gai didaktikoan azterturiko Lavoisierren legearen arabera, erreaktiboen masen

baturak eta erreakzioen produktuen masen baturak berdinak izan behar dute. Horren

ondorioz erreakzio kimikoan zehar atomoak modu desberdinean berrantolatzen badira

ere, ez dira ez sortu ez desegiten, beraz, ekuazioaren atal bakoitzean substantziak

osatzen dituzten elementuen atomo-kopuruak berdina izan behar du.

Ekuazio batek Lavoisierren legea betetzen duenean (hau da, elementu bakoitzaren

atomo kopuru bera bi ataletan) berdindurik edo doiturik dagoela esaten da.

Esate baterako, ondorengo ekuazioak irudikatzen duen erreakzioak:

H2CO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O

prozesu kimikoa zein den koalitatiboki adierazten du, baina osatu gabe dago ez baita

bertan Lavoisierren legea betetzen. Ekuazio doitua honakoa izango litzateke:

H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O

Baina, nola doitzen da ekuazio kimiko bat? Bi modutan egin daiteke:

● Tanteo hutsez. Horretarako, nahikoa da substantzia bakoitzaren formula

dagokion koefizienteaz biderkatzea (tanteoa), ekuazioaren bi ataletan elementu

13

bakoitzaren atomo-kopuru bera lor dadin. Formula bakoitzaren aurrean ipintzen

diren koefiziente horiei koefiziente estekiometriko izena ematen zaie.

Koefizienteak unitatea baedira ez dago ekuazioan ipini beharrik.

Adibideak

1. Erreakzioa doitzeko: HCl + ZnS → ZnCl2 + H2S nahikoa da HCl-ren formula 2-z biderkatzea.

Jadanik doiturik dagoen ekuazioa honela geratuko da: 2HCl + ZnS → ZnCl2 + H2S

6 ARIKETAK

1. Kalkula ezazu 0,23 mol uren masa.

Masa atomikoak: H = 1 O = 16

2. Kalkula itzazu 25 g hidrogeno sulfurotan, H2S, dauden sufre eta hidrogeno-atomoen

kopuruak.

Masa atomikoak: H =1 S =32

3. Zenbat nitrogeno-mol, N2, daude 1,2 ∙ 1023

molekuletan?

Masa atomikoak: N = 14

4. Kalkula ezazu zenbat atomo dauden 12,23 mg kobretan.

Masa atomikoak: Cu = 63,5

5. Determina ezazu 20 g glukosan, C6H12O6, dauden molen kopurua. Ondoren, kalkula

itzazu 20 g horietan dauden karbono, hidrogeno eta oxigeno atomoen kopuruak.

Masa atomikoak: C = 12 H = 1 O = 16

6. Kalkula ezazu zenbat atomo-mol dauden 100 g seleniotan.

Masa atomikoa: Se = 78,9

7. Zenbat atomo-mol sufre, oxigeno eta hidrogeno daude 3 mol azido sulfurikotan,

H2SO4?

Masa atomikoak: S = 32 O = 16 H = 1

8. Silizio dioxidoaren, SiO2, 3,62 mol hartu dira. Kalkula itzazu:

a) Silizio dioxidoaren masa.

b) Silizio-atomoen eta oxigeno-atomoen molen kopuruak.

c) Silizio-atomoen eta oxigeno-atomoen kopuruak.

Masa atomikoak: Si = 28 O = 16

9. Kalkula ezazu zenbat molekula dauden ondoko substantzien 28 mg-tan:

a) Rubidio oxidoa, Rb2O. Oxigenoaren masa atomikoa 16 u-koa da eta

rubidioarena 85,5 u-koa.

b) Diurre trioxidoa, Au2O3. Urrearen masa atomikoa 197 u-koa da.

c) Azido nitrosoa, HNO2. Hidrogenoaren masa atomikoa 1 u-koa da eta

nitrogenoarena 14 u-koa.

d) Hidrogeno fluoruroa, HF. Fluoroaren masa atomikoa 19 u-koa da

7 DISOLUZIOEN ARIKETAK

1. Kalkula itzazu disoluzio baten masa eta bolumen ehunekoak, disoluzio hori 25 g ur

eta 82 g alkohol etiliko nahastuz lortu dela jakinda.

dura = 1000 kg/m3 dalkohola = 780 kg/m

3

2. Kalkula ezazu disoluzio baten molaritatea, litro bateko disoluzioa lortu arte, 58,5 g

sodio kloruro (NaCl) uretan disolbatuz prestatua.

Masa atomikoak: Na = 23 Cl = 35,5

3. 7,2 g sakarosa C12H22O11, 103,5 g uretan disolbatu ditugu. Kalkula itzazu

sakarosaren masa-ehunekoa, molaritatea, molalitatea eta osagai bakoitzaren frakzio

14

molarra, disoluzioaren bolumena urak hasieran zuen bolumenaren berdina dela

kontuan izanda.

Masa atomikoak: C = 12 H = 1 O = 16

4. Kalkulatu disoluzio baten kontzentrazioa, 600 ml disoluzioa lortu arte, 18,9 g azido

nitriko (HNO3) uretan disolbatuz prestatua. Kontzentrazioa mol/l adierazi.

Masa atomikoak: H = 1 N = 14 O = 16

5. Kalkula ezazu disoluzio baten molaritatea eta normalitatea, ur-disoluzioaren 300 ml-

tan 12 g azido sulfuriko, H2SO4, disolbaturik daudela kontuan izanda.

Masa atomikoak: S = 32 O = 16 H = 1

6. Kalkula itzazu etanolaren molalitatea eta frakzio molarra, 100 g uretan 20 g etanol

C2H6O, dituen disoluzio baten kasuan.

Masa atomikoak: C = 12 O = 16 H = 1

7. 1,2 mol / litro-ko den azido klorhidrikoaren, HCl, 100 cm³ disoluzio daukagu eta ura

gehitzen diogu 250 cm³ disoluzio lortu arte. Zein da disoluzio berriaren molaritatea

eta normalitatea?

8. 0,01 mol/l-ko potasio klorato, KClO3, disoluzio bat dugu. Zenbat gramo solutu

daude disoluzio honen 45 cm³-tan?

Masa atomikoak: K = 39 Cl = 35,5 O = 16

9. % 20-an eta 1,22 g/cm³-ko dentsitatea duen sodio hidroxido NaOH disoluzioaren 5 l

prestatu nahi ditugu.

a) Kalkulatu behar diren solutu eta disolbatzailaren masak

b) Kalkulatu disoluzioaren molaritatea.

Masa atomikoak: Na = 23 O = 16 H = 1

10. 100 g azido sulfuriko, H2SO4, 400 g uretan, H2O disolbatuz, 1120 Kg/m3-ko

disoluzioa dugu. Kalkula itzazu disoluzioaren molaritatea, normalitatea eta

molalitatea eta solutuaren eta disolbatzailearen frakzio molarrak.

Masa atomikoak: H = 1 S = 32 O = 16

11. Disoluzio bat prestatzen da 12 g kaltzio hidroxido, Ca(OH)2, 200 g uretan botata.

Disoluzio horren dentsitatea 1,05 g/cm³-koa bada, kalkulatu disoluzioaren

molaritatea.

Masa atomikoak: Ca = 40 O = 16 H = 1

12. % 15-ean duen sodio kloruro disoluzioaren 75 g eta 30 ml ur nahasten ditugu.

Disoluzio berriaren dentsitatea 1,02 g/cm³-koa bada eta urarena 1 g/cm³-koa bada,

kalkulatu disoluzio berriaren molaritatea

Masa atomikoak: Cl = 35,5 Na = 23

13. % 63-a eta 1,125 g /cm3-ko dentsitatea duen azido nitriko disoluzio baten

molaritatea kalkulatu.

Masa atomikoak: N = 14 O = 16 H = 1

14. % 96-a eta 1,84 g/cm³-ko dentsitatea duen azido sulfuriko, H2SO4, disoluzio batekin,

2 M-eko azido sulfuriko disoluzioaren litro bat prestatu nahi dugu. Zenbat gramo eta

mililitro behar ditugu?

Masa atomikoak: S = 32 O = 16 H = 1

15. Azido klorhidriko, HCl, 2 M disoluzio baten 250 cm³ hartzen ditugu eta hurrengo

pausoak jarraitzen ditugu: ura gehitzen dugu 500 cm³ lortu arte. Disoluzio berriaren

100 cm³ hartzen ditugu eta berriz ura gehitzen dugu 250 cm³ eduki arte. Kalkulatu

lortzen den disoluzioaren molaritatea.

Masa atomikoak: Cl = 35,5 eta H = 1