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EL MOL. CÁLCULO QUÍMICOEL MOL. CÁLCULO QUÍMICO

Física y química 1º BachilleratoFísica y química 1º Bachillerato

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• Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

• Elemento: sustancia formada por átomos iguales

OxígenoHidrógeno

PILA

Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico)

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

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• Mezcla

• Mezcla heterogénea

• Mezcla homogénea

Consta de dos o más sustancias físicamente unidas

Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico

Tienen una composición no uniforme

Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio

Ejemplos: el granito, la sangre, ...

Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico

La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria

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DISOLUCIONESDISOLUCIONES

• Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuya composición es variable

• Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al formarse la disolución.

Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente es el que se encuentra en mayor proporción

•

• El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas

• Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)

TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES

Estado de ladisolución

Disolvente Soluto Ejemplo

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido

GasLíquidoLíquidoLíquidoSólido

GasGas

LíquidoSólidoSólido

AireCava

VinagreAgua de mar

Latón

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SOLUBILIDADSOLUBILIDAD

Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto

•

A B C

Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)•

Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)•

Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)•

• La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura concreta

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El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama hidratación

Las disoluciones pueden ser: .Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se puede disolver. .Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede disolver. .Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se puede disolver en ese disolvente

Existen varios factores que afectan a la solubilidad:-El tipo de soluto y disolvente.-El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados.-La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones

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CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL

Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas representativas

•

• La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas

• La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A :

1 mol de A = M gramos de A

Nº de moles = molecularMasa

)mos(gram

1 molde carbono

1 molde cobre

12 gNA átomosde C

En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)

Los átomos de Cu son más pesados que los de C

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UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 moléculas

de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto

UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6,023 . 1023 átomosde dicho elemento y que expresada

en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

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RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOLRELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL

Molécula de ...

un elemento

un compuesto.

•

1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 1023 átomos de Cu•

En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu•

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . . 2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno

•

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia•

2 átomos de aluminio

3 átomos de azufre

12 átomos de oxígeno

Por ejemplo: Al2(SO4)3 ⇒

diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2

monoatómico: las del resto de elementos

(cada molécula tiene 2 átomos)

(cada molécula tiene 1 átomo)

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Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno

Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H2 2 FeH3

1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe2 · 55,85 g de Fe

6 g de H=

1 eq de Fe

1 eq de H

EQUIVALENTE

Masa atómica

valenciaPara un elemento en general, se cumple que 1 eq =

*Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee.

*Para una base la valencia es el número de OH que posee.

*Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de los iones que la forman.

*En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

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En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos

Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1

Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6

2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O

Equivalente=moles x valencia

2.1 1.2 1.2 2.1

2 eq de NaOH

2eq de H2SO4

2eq de Na2SO4

2 eq de H2O

El agua es a la vez ácido y base:

H2O =H+ +OH-

VALENCIA 1.1=1

El agua es a la vez ácido y base:

H2O =H+ +OH-

VALENCIA 1.1=1

¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

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GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE

12

8

4

2

6

10

4 8 122 6 10

Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente, chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta, y por tanto aumenta su presión

•

• Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente proporcional a la presión

Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas, el volumen se reduce a la mitad y se dobla la presión que ejerce el gas. De este modo el producto P.V permanece constante

P (atm)

V ()

1 atm

2 atm

1 litro 0,5 litros

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GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC

Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas •

Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce en un aumento de presión

•

• La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados Kelvin, si el volumen se mantiene constante

A volumen constante ( V1 = V2 ) se cumple que:

constanteTp

Tp

Tp

2

2

1

1 =⇒=

300ºK 600ºK

• 1 atm • 2 atm

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LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOSLEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS

siendo n el número de moles

Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales:

•

tetanconsT.nV.p

=

Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por RSu valor es :

•

molKatm082,0R

0=

p . V = n . R . T

La ley de los gases ideales puede escribirse así:•

P es la presión del gas en atmV es el volumen del gas en litrosT es la temperatura del gas en Kn es el número de moles del gas

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FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULARFÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H HH2O

O

OHH

H2O2

O OCCO2

O OO2

OO

O

O3

C OCO

Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia

•

Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles

•

A veces ambas fórmulas coinciden•

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TIPOS DE FÓRMULAS: -FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no su número exacto.

-FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y su número exacto.

-FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay .

Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH3-CH3 , su fórmula molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n

En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas) contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma). Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.

100M

nMe=E% .

. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmulaM=masa molecular o peso fórmula.

En el HCl queda: 74,21005,36

1 ==H 26,971005,36

5,35 ==Cl

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APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULARAPLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS

FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR

El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u

a) Cálculo de la fórmula empírica

b) Cálculo de la fórmula molecular

La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n

n . (14 + 2 . 16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4

ElementoMasa

relativa delelemento

Masaatómica

(M)

Nº relativo de átomos(se divide la masa por m)

Relación más sencilla(se divide por el menor)

Fórmulaempírica

Nitrógeno 30,435 1430,435

14 = 2,1742,1742,174 = 1

Oxígeno 69,565 1669,565

16 = 4,3484,3482,174 = 2

NO2

Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

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MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONESMEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES

Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada

•

• Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.

• Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M

Molaridad =Número de moles de soluto

Volumen en litros de disolución

• Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua

1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 que contenga agua hasta la mitad2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva

3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1

• Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)

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Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.

Indica los gramos de soluto en 100 gramos de

disoluciónPorcentaje

en masa% masa =

g soluto

g disoluciónx 100

MolaridadIndica los moles de soluto en 1 litro de

disolución

M =moles de soluto

litros de disolución

NormalidadIndica el nº de eq de soluto en 1 litro de

disolución

N =eq de soluto

litros de disolución

NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA