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Tema 1: La Materia

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La química: Es la ciencia que estudia la materia, su estructura y sus transformaciones.

Los procesos (cambios) que puede sufrir un sistema o un determinado material pueden ser:

oProcesos físicos: Son aquellos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias (no aparecen nuevas sustancias y desaparecen otras).

Ej: movimiento, evaporación, fusión, imanación, electrización, aumento de temperatura, filtración,

oProcesos químicos: Son aquellos en los que cambia la naturaleza de las sustancias. (aparecen nuevas sustancias y desaparecen otras).

Ej: son las reacciones químicas, combustión

La química, Clasificación de la materia

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Ejercicio: De los siguientes procesos indica cual es un proceso físico y cual es químico:

•Combustión de carbón•Aumento de temperatura del agua líquida•Descomponer agua en hidrógeno y oxígeno•Caída de un objeto desde una cierta altura•Paso de la corriente eléctrica por una bombilla•Evaporación de agua.•Ebullición de hielo seco en agua•Descomposición de un metal por el ataque de un ácido•Desatascar una tubería usando un ácido (o una base)

Otros•Fotosíntesis•Respiración celular•Desinfectar una herida con agua oxigenada

La química, Clasificación de la materia

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En estos procesos las propiedades de la materia cambian y se pueden detectar, estudiar y medir esos cambios. Las propiedades pueden ser:

oPropiedades físicas: Son aquellas que tiene la materia y que se pueden observar sin necesidad de que cambie la composición.

Ej: dureza, color, temperatura, tamaño (volumen), puntos de fusión y ebullición…

oPropiedades químicos: Son aquellas que presenta la materia cuando cambia su composición, es decir en las reacciones químicas.

Ej: Calor de reacción, acidez, polaridad, que tipo de reacciones sufre una sustancia…

La química, Clasificación de la materia

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Estado sólido: • Moléculas muy cerca unas de otras

fuerzas de cohesión entre moléculas muy intensas.

• Las moléculas ocupan una posición fija en el sólido no pueden “viajar”, (sólo vibrar)

• Poseen una forma definida y ocupen un volumen propio.

Estados de agregación de la materia

a)

b)

c)

Estado líquido: • Moléculas a mayor distancia que en los

sólidos las fuerzas de cohesión son pequeñas.

• Las moléculas pueden “viajar”.• Ocupan un volumen propio, pero no

tienen una forma definida, sino que se adaptan al recipiente que los contiene.

Estado gaseoso: • Distancia grande

entre las moléculas. Fuerzas de cohesión práctica-mente nulas.

• Presentan tendencia a ocupar el mayor volumen posible al poder expan-dirse con facilidad.

• No tienen ni volumen ni forma definidos

Animación estados agreg

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Existen tres estados de agregación de la materia: oSólido:

•Volumen y forma definida

•Las partículas (átomos moléculas) que lo forman no viajan. Pueden vibrar pero no desplazarse. Están fijas en una posición

oLíquido:•Volumen definido, forma no definida (se adaptan al recipiente que los contiene)

•Las partículas (átomos moléculas) que lo forman pueden viajar (pero chocan e interactúan mucho entre ellos).

oGaseoso:•Volumen definido y forma no definidos (se adaptan al recipiente que los contiene y lo ocupan totalmente)

•Las partículas (átomos moléculas) que lo forman pueden viajar.

La química, Estados de agregación

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Existen un cuarto estado de agregación: El plasma (no lo estudiamos).

Actividad: Buscad en internet (Wikipedia) las temperaturas de fusión de:

Fe, Si, O2, CO2, Alcohol etílico, butano, Hg,

y las ebullición de O2, CO2, Alcohol etílico, butano, Hg,

La química, Estados de agregación

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Clasificación de la materia

La química, Clasificación de la materia

Elementos Compuestos

Sustancias puras

Mezcla

Homogénea

Mezcla

Heterogénea

•Suspensión•Mezcla coloidal•Emulsión

Mezcla

Sistema material

disolución

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Mezcla: oSustancia formada por la unión de 2 o más sustancias que no reaccionan entre si.

oSe pueden separar mediante procesos físicos.

o Su composición y propiedades pueden variar de un punto a otro.

Ejem: Granito, hormigón (beton), zumo de frutas,

Clasificación de la materia: Mezclas

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Métodos físicos de separación:oDecantación

oFiltración

oCristalización

oDestilación

oExtracción con disolvente

oCromatografía

oCentrifugado

Mezclas y disoluciones

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Existen 2 tipos de mezclas:

oUna mezcla homogénea presenta las mismas propiedades en cualquier parte.

oLas mezclas heterogéneas presentan propiedades y aspectos diferentes en las distintas partes de las misma.

Clasificación de la materia: Mezclas

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Existen 2 tipos de mezclas:Mezclas Heterogéneas: oAquélla en la que las partículas de sus diferentes constituyentes se pueden distinguir a simple vista (o con la ayuda de una lupa o microscopio ordinario) oA veces presentan distintas fases (gas, líquido).

Ejem: agua+arena, la leche, el hormigón, agua+aceite, granito, mármol, mahonesa, zumo de frutas,…..

Mezclas Homogéneas o disoluciones: oAquellas cuyos componentes no pueden ser distinguidos ni siquiera con un microscopio ordinario,

Ejem: aire, agua del mar, bronce (aleaciones), sal+agua, azucar+agua.

Clasificación de la materia: Mezclas

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Sustancias puras: oEstá formada por un único tipo de sustancia que no puede descomponerse en otras más simples mediante métodos físicos (filtración, decantación, destilación, …)

Ejem: alcohol, el agua, la sal común, azúcar, …

Clasificación de la materia: Sustancias puras

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Existen 2 tipos de de sustancias puras:

Elementos químicos: no pueden descomponerse en otras más sencillas mediante procedimientos físico-químicos normales.Son los constituyentes básicos de la materia

Ejem: cobre, oxígeno, el carbono, plata

Compuestos: sustancias puras que pueden descompo-nerse en otras más sustancias más sencillas (elementos) mediante métodos químicos Están formados por dos o más elementos químicos.

Ejem: el agua, la sal, el azúcar,

Clasificación de la materia: Sustancias puras

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Mezclas heterogéneas: •el tamaño de las particulas es >0,001μm,• presentan varias fases (partes que son mezclas homogéneas).

Ejemplos: cerveza, polvo en aire, leche, clara del huevo, tinta, arena y agua, etc.Algunos tipos:

•Emulsión (<0,001 μm)•Coloide (>0,001 μm y <0,1μm)•Suspension (>0,1μm)

Clasificación de la materia: Mezclas heterogéneas

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 Coloides(fuente

wikipedia)

Fase dispersa

Gas Líquido Sólido

Fase continu

a

Gas

No es posible porque todos los gases son solubles entre sí

Aerosol líquido,Ejemplos: niebla, bruma

Aerosol sólido,Ejemplos: Humo, polvo en suspensión

Líquido

Espuma,Ejemplos: Espuma de afeitado

Emulsión,Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre

Sol,Ejemplos: Pinturas, tinta china

SólidoEspuma Sólida,Ejemplos: piedra Pómez, Aerogeles

Gel,Ejemplos: Gelatina, gominola, queso

Sol sólido,Ejemplos: Cristal de Rubí

Clasificación de la materia: Mezclas heterogéneas

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Mezclas hemogéneas: •el tamaño de las particulas es <0,001μm,• En el caso de ser líquidas las partículas no sedimentan y atraviesan todos los filtros).

Ejemplos: agua+sal. agua+alcohol, aleaciones

La Disoluciones son mezclas homogéneas a nivel molecular de dos o más sustancias

Clasificación de la materia: Mezclas homogéneas

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Clasificación de la materia: Disoluciones

19

Clasificación de la materia: Disoluciones

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Leyes clásicas de las reacciones:

Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789):

“En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción”

Reacciones químicas, leyes clásicas

Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido?

Ley de Lavoisier:

)()()( KMasaBrMasaBrKMasa

grBrMasaBrKMasaKMasa 1,679,32100)()()(

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Leyes clásicas de las reacciones:

Reacciones químicas, leyes clásicas

Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido?

b) Calcula la masa de de Bromuro de K, necesaria para obtener 40gr de K

Ley de proust (proporción):

Ley de las proporciones constantes (Proust 1799):

“Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una relación de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación”

)(

)(

)(

)(

)(

)(

2

2

1

1

KMasa

BrMasa

KMasa

BrMasacte

KMasa

BrMasa

)(40

)(

1,67

9,32

)(

)( 2

Kgr

BrMasa

gr

grcte

KMasa

BrMasa

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Leyes clásicas de las reacciones:

Reacciones químicas, leyes clásicas

Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799):

“Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos”

Ejemplo: Observa la siguiente tabla con las medidas de la descomposición de dos compuestos de H y O. comprueba la ley de las proporciones multiples

Masa elemento

Compuesto 1 Compuesto2

H 4gr 4gr

O 32gr 64gr

Masa elemento Compuesto 1

Compuesto2 Compuesto 3

N 14gr 14gr 14gr

O 16gr 32gr 8gr

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Leyes clásicas de las reacciones:

Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789):

“En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción”

Reacciones químicas, leyes clásicas

Ley de las proporciones constantes (Proust 1799):

“Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una proporción de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación”

Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799):

“Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos”

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Leyes clásicas de las reacciones:

Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808):

“Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos”

Ejemplos:

Reacciones químicas, leyes clásicas

+

2 v(l) de Hidrogen

o

1 v(l) de

Oxigeno

2 v(l) agua (vapor)

+

1 v(l) de Hidrogen

o

1 v(l) de

Cloro

2 v(l) Cloruro de H (HCl)

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Teoría de Atómica de Dalton (1808)

Hipotesis de Dalton:

o Los elementos químicos están constituidos por átomos, partículas materiales (con masa), indivisibles y separadas.

Reacciones químicas, leyes clásicas

o Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades

o Los átomos de distintos elementos tienes masa y propiedades diferentes.

o Los compuestos químicos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación de números enteros sencillos.

o Los “átomos de compuestos” (=moléculas) de un mismo compuesto son también idénticos entre sí. las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tengan sus moleculas.

o Las reacciones químicas se producen por la “ruptura” de estas moléculas y la recombinación (se separa y vuelven a combinar de forma diferente) de estos átomos formando moléculas diferentes

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La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein:

E = m×c2

Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza.

Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances.

No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc.

Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría

La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos (Dalton lo desconocía).

Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-cias de electrólisis o la pila de volta

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Leyes clásicas de las reacciones:

Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808):

“Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos”

Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811):

“Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas”

•Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas .

•Más tarde se estableció cual era dicho número de particulas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K).

•Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023

Reacciones químicas, leyes clásicas

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Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811):

“Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas”

•Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas .

•Más tarde se estableció cual era dicho número de partículas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K).

•Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023

Reacciones químicas, leyes clásicas

+

2 v(l) de H2 1 v(l) de O2

2 v(l) agua (vapor)

+

1 v(l) de H2

1 v(l) de Cl2

2 v(l) Cloruro de H (HCl)

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Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

30

Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

31

Reacciones químicas, Pesando átomos

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Masa atómica de un elemento: Es la masa media de un átomo de este elemento expresado en unidades de masa atómica..

Unidad de masa atómica: (“u”, antiguamente uma). equivale aproximadamente la masa del átomo más pequeño que hay, el hidrogeno (o aprox. la masa de un protón o un neutrón)1 .

Ej1: Busca en la tabla periódica las masas atómicas del He, H, O, C, B, Cl, Li, N

Masa molecular: Es la masa media de una molécula de un compuesto químico expresado en “u”.

Ej2: Calcular las masa moleculares de: Helio, Neón, oxígeno gaseoso, nitrógeno gaseoso, agua, dióxido de carbono, etano.

Ej3: Calcular las “masa-formula” del cloruro de sodio.

1 Actualmente 1u se define como duodécima (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12 (12C).

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

1u (o uma)≈1,661·10–27 kg= 1,661·10–24 g

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Mol: Es una cantidad de materia que contiene 6,022·1023 elementos, (estos elementos pueden ser cualquier cosa átomos, moléculas…)

(NA=6,022·1023 se llama número de Avogadro).

Nota: se dice un mol de moléculas de H2O ó un mol de átomos de H, por ejemplo.

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

Un trío de estudiantes:

Una docena de estudiantes:

Una decena de estudiantes:

Un mol de estudiantes=6,022·1023 :

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Mol de una sustancia: Es una cantidad de esa sustancia que contiene el mismo numero de partículas elementales (átomos, moléculas, iones, etc) como átomos hay en 0,012Kg (12g) de carbono-12 (12C), esto es, el número de Avogadro.

Número de Avogadro (NA): Es el número de átomos que hay

en 12g de carbono-12 (12C), NA=6,022·1023 particulas/mol.

Masa molar de una sustancia: Es la masa de un mol de esa sustancia, es decir la masa de 6,022·1023 partículas de esa sustancia.

Si expresamos la masa molar en gramos, su valor coincide numéricamente (el mismo número) con la masa molecular (o atómica si es un solo elemento) de la sustancia.

Coincide con la masa molecular expresada en gramos!!.

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

35

Ejemplos:

masa de 1 átomo de carbono:

masa de 6,022·1023 átomos de C:

masa de 1 mol de átomos de C:

masa de 6,022·1023 átomos de hidrogeno:

masa de 6,022·1023 átomos de oxígeno:

masa 6,022·1023 de moleculas de oxígeno gaseoso (O2):

Ejemplos:

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

ma(C)=12u

mmol(C)=12,0 gr

mmol(C)=12,0gr (es lo mismo que antes)

mmol(H)=1,0 gr

mmol(O)=16,0 gr

a.La masa …………… del cloro es ……………u

b. La masa …………… del carbono es ………u

c. Un átomo de Na tiene una masa ………..……. igual a …….. ………

d. Una molécula de C2H6 tiene una masa …………… igual a ……… ……..

e. La masa ………………….. del H2O es …………. u

f. Una molécula de Oxigeno gaseoso tiene una masa …………. Igual a ………….. u

mmol(O2)=32,0 gr

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Ejemplos:

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

a. En 1 mol de Na hay ……………………. átomos de Na

b. En 2 moles de H2O hay ………………………………. moléculas de H2O

c. En 2 moles de H2O hay ………………………………. átomos de H.d. 18, 055·1023 átomos de “lo que sea” son …………………………….. moles de “eso.”

e. En 3 moles de oxigeno gaseoso hay ………………………………. moléculas biatómicas de oxigeno y ………………………… ……átomos de oxígeno

a.La masa molar del H2O es ………………… ……..

b. Un mol de C2H6 tiene una masa de ……… …..

c. 3,5 moles de oxigeno gaseoso tienen una masa de ……….. …….

d. 5 moles de Na tienen una masa de ………. …

e. 88 gr de CO2 son ………………..moles de CO2 y, en ellos, hay ………………………. moléculas y ……………………………. Átomos de O

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Ejercicio: Cuantos moles son: ·28,02 g de gas N2

·144 g de CO2

·80g de NaCl

Ejercicio: ¿Cuantas moléculas hay en cada una de las muestras del ejercicio anterior? ¿Y cuantos átomos de cada elemento?(Nota: NA=6,022·1023 particulas/mol)

Masas atómicas, moles y el número de Avogadro

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Ejercicio: Cuantos moles son: ·69 gr de Na

·69 gr de Fe

·50 gr de gas Ne

·28,02 g de gas N2

·144 g de CO2

·80g de NaCl

Ejercicio: ¿Cuantas moléculas hay en cada una de las muestras del ejercicio anterior? ¿Y cuantos átomos de cada elemento?(Nota: NA=6,022·1023 particulas/mol)

Reacciones químicas, Repaso de conceptos

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Ejercicio: Obtener la composición centesimal del ácido carbónico (H2CO3) (el porcentaje de masa de cada elemento respecto de la masa total)

·Sol:

Reacciones químicas, Repaso de conceptos

3,23 % H 19,35 % C 77,42 % O

H2 CO3

H : 1,0 . 2 = 2,0

C: 12,0 .1 = 12,0

O: 16,0 .3 = 48,0

62,0

La masa de un mol de H2CO3 es 62,0 g.

Esos 62,0 g, se distribuyen de la siguiente manera:

2,0 g de H12,0 g de C48,0 g de O

2,0 g H

62,0 compuesto

100 g compuesto g H3,23 3,23 % H

100 g compuesto 100 compuesto

12,0 g C

62,0 compuesto

100 g compuesto g C19,35 19,35 % C

100 g compuesto 100 compuesto

48,0 g 0

62,0 compuesto

100 g compuesto g O77,42 77,42 % O

100 g compuesto 100 compuesto

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Ejercicio: ¿Qué compuesto es más rico en oxígeno el KClO3 o el N2O4?

Reacciones químicas, Repaso de conceptos

39,15 % 69,57 % O de O en KClO3 , en N2O4

48,0 g 0

122,6 compuesto

100 g compuesto g O39,15 39,15 % O

100 g compuesto 100 compuesto En el K ClO3 :

64,0 g 0

92,0 compuesto

100 g compuesto g O69,57 69,57 % O

100 g compuesto 100 compuesto En el N2O4 :

K ClO3

K : 39,1 . 1 = 39,1

Cl: 35,5 .1 = 35,5

O: 16,0 .3 = 48,0

122,6

N2 O4

N : 14,0 . 2 = 28,0

O: 16,0 .4 = 64,0

92,0

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Disoluciones. Concentración

disolución de litros

componente de molesM olaridad

Molaridad (concentraci

ón molar)

(mol/l, también se dice Molar, M)

disolvente de Kilogramos

soluto de molesM olalidad

Molalidad (concentració

n molal)

(mol/Kg, también se dice molal, m)

Concentración de disoluciones:

100xdisolución de masa

componente de masamasa en % (%

adimensional)

Porcentaje en masa

100xdisolución de volumen

componente de volumenvolumen en % (%

adimensional)

Porcentaje en volumen

totales moles

componente de molesmolar Fracción (tanto por

uno adimensional)

Fracción molar

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Disoluciones. Concentración

Ejemplo 1: Calcula la concentración de NaCl en tanto por ciento en masa al disolver 80g de cloruro en 1l de agua. Datos: ρ(agua)=1Kg/l.

Sol:7,4%

100xdisolución de masa

componente de masamasa en % (%

adimensional)

Porcentaje en masa

100xdisolución de volumen

componente de volumenvolumen en % (%

adimensional)

Porcentaje en volumen

Ejemplo 2: Mezclamos 100ml de aceite y 12l de gasolina y obtenemos 12,1l de mezcla. Calcula el porcentaje en volumen de aceite.

Sol:0,83%

43

Disoluciones. ConcentraciónEjemplo 3: Calcula la molaridad de una disolución que contiene 12gr

de trioxocarbonato (IV) de Calcio (Carbonato cálcico, CaCO3) en agua formando un volumen total de 1,3l de disolución. Sol: 0,087M (ó mol/l)

Ejemplo 4: Calcula la molalidad de una disolución formada por 30gr de cloruro de sodio de sodio en 500g de agua.

Sol: 1,03 m (o mol/kg)

disolución de litros

componente de molesM olaridad

Molaridad (concentració

n molar)

(mol/l, también se dice Molar, M)

disolvente de Kilogramos

soluto de molesM olalidadMolalidad

(concentración molal)

(mol/Kg, también se dice molal, m)

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Disoluciones. Concentración

Ejemplo 5: Calcula la fracción molar de una disolución formada por 30gr de cloruro de sodio de sodio y 500g de agua.

Ejemplo 6: Calcula el porcentaje en masa y en volumen de cada componente de una disolución formada por 25g de agua y 82g de alcohol etílico, si suponemos que el volumen es aditivo. (dato: d(alcohol) = 780 Kg·m-3)

totales moles

componente de molesmolar Fracción (tanto por

uno adimensional)

Fracción molar

Sol: , 0,018χ(NaCl) 0,982O)χ(H2

Sol.: agua (23,4% m/m y 19,2% v/v); alcohol (76,6% m/m y 80,8% v/v)

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Disoluciones. ConcentraciónEjemplo 6b: Una botella de Slivovice tiene una concentración de 45%

en volumen. Sabiendo que la densidad del alcohol es d(alcohol) = 780 Kg·m-3 y suponiendo que el volumen es aditivo. Calcula el volumen y la masa de alcohol que te tomarías si ingieres media botella (V=0,75l)

Nota: En humanos (adultos) la dosis letal de alcohol está entre 5 y 8g/kg de peso corporal

(una persona de 60Kg podría ingerir una dosis mortal a partir de los 300gr)

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Disoluciones. Concentración

Ejemplo 7: Disolvemos 7,2g de sacarosa, C12H22011, en 103,5g de agua. Calcula el porcentaje de sacarosa en masa, su molaridad y su molalidad, y la fracción molar de cada componente, si el volumen de la disolución es igual al volumen inicial de agua. (Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u; Ar (O) = 16 u)

Ejemplo 8: Calcula la molaridad de 300 mL de una disolución acuosa que contiene 12g de ácido sulfúrico, H2S04, disueltos.

(A, (H) = 1 u; A, (S) = 32 u; A, (O) = 16 u)

Sol: 6,5% en masa; 0,2 M; 0,2 m; X (sacarosa) = 0,004; X (agua) = 0,996

Sol.: 0,41 mol/l

47

Disoluciones. Concentración

Ejemplo 9: Calcula la molalidad y la fracción molar de etanol en una disolución de 20g de etanol, C2H60, en 100 g de agua.

(Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u; A, (O) = 16 u)

Ejemplo 10: Disponemos de una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) al 10% en masa. Si su densidad es 1056Km/m3, calcula:

a)La molaridad del soluto b)La molalidad. c) Las fracciones molares del soluto y del disolvente

Solución: a) Molaridad(soluto)=2,89 mol/l (M), b) 3,04 moles/kg (m) c) X(HCl)=0,052, X(H2O)=1-0,052=0,948

Sol.: 4,3 m; X (C2H60) = 0,07

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Disoluciones. Solubilidad

SOLUBILIDADDisolución saturada: Es aquella en la que ya no se disuelve más soluto a una temperatura dadaSe mide como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente.

Normalmente, se expresa como la cantidad máxima de soluto que es capaz de disolverse en 100 g de disolvente o mediante la molaridad del soluto en este caso límite (disolución saturada).

La solubilidad varía con la temperatura (ver curvas de solubilidad). Como se ve en la gráfica, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

Curvas de solubilidad:

Ejercicios del libro: 21,22 y ejemplo 17, pag 218. ejer 53 pag 227

49

Disoluciones. Solubilidad

Ejemplo 1: Calcula la concentración en tanto por ciento en masa de una disolución saturada de Cloruro de Sodio (NaCl), en agua. La solubilidad del cloruro de sodio en agua a 20ºC es 36gr de NaCl por 100gr de Agua.

Calcula la masa de NaCl necesaria para preparar una disolución saturada a 20ºC con 5l de agua

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Propiedades coligativas de las disoluciones

Propiedades coligativas: Son propiedades que sólo dependen de la concentración de soluto en la disolución, de la cantidad de partículas de soluto, pero no de la naturaleza de estas partículas (de que tipo sean).

Existen 2 más importantes:

oPresión de Vapor

oTemperatura de ebullición y congelación.

Estudiamos esta última:

Descenso crioscópico: La disminución de la temperatura a la que se congela la disolución es directamente proporcional a la molalidad de la disolución:

Kc=constante crioscópica depende del tipo de disolvente

Aumento ebulloscópico: El aumento de la temperatura a la que se ebulle la disolución es directamente proporcional a la molalidad de la disolución.

Ke=constante ebulloscópica depende del tipo de disolvente

molalc mKT ·

molale mKT ·

51

Problemas Propiedades coligativas

Ejemplo 1: ¿Cuántos gramos de sal común por litro de agua hay que echar si queremos que el agua no se congele hasta los -10ºC?

CmKT molalc º10· Datos: ΔT=-10ºC Kc=1,86ºC·Kg/mol

KgmolmolKgC

C

K

Tm

cmolal /376,5

/·º86,1

º10

patículas de 5,376moleshay agua de 1l)( 1Kg En 1Kg pesa pura agua de 1l En

molgrNaClmmolar /5,585,3523)(

grmolgrmolesmnNaClmasa molarmoles 2

5,314/5,58·

2

376,5·)(

Como por cada mol de NaCl hay 2 moles de iones (1mol de Na+ y 1mol de Cl-), se necesitan sólo la mitad de moles de NaCl n=5,376/2=2,688moles

52

Problemas Propiedades coligativas

Ejemplo 2: ¿A que temperatura se congelará una disolución de alcohol (etílico) en agua al 40% en volumen (slivovice)? Nota: Supón que el volumen es aditivo

CmKT molalc º03,21·

Datos: ΔT? Kc=1,86ºC·Kg/mol ρ(agua)=1Kg/l ρ(alcohol)=0,780Kg/l 40% vol

100)(

100)()(

)(% x

V

alcVx

aguaValcV

alcVvol

T

:aditivo es volumen El

molmolgr

gr

m

masaalcn

molarmoles 782,6

/46

312)(

)(4,0

)(4,0

alcVV

V

alcV

T

T

disoluc de 1l En

lalcV

lVT4,0)(

1

KgValcmlalcV

KgVOHmlOHV

alcalc

OHOH

312,0780,0·4,0·)(4,0)(

6,0·)(6,0)(2222

KgmolKg

moldisolucmmolal /3,11

6,0

782,6)(