Unidad 0. Conceptos elementales
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- Francisco José Tebar Lara
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1 Unidad 0. Conceptos elementales La materia está compuesta por partículas muy pequeñas en movimiento: tiene naturaleza corpuscular. Estados de agregación Sólido: las partículas están vibrando u oscilando alrededor de su posición de equilibrio. Cristales Los sólidos tienen forma y volumen constantes. Su densidad es constante Líquido: las partículas se desplazan o deslizan unas sobre otras (fluyen) Los líquidos tienen volumen constante pero forma variable (la del recipiente). Densidad constante Gas: las partículas se desplazan a grandes velocidades chocando con las paredes del recipiente. Los gases tienen forma y volumen variables. Cambios de estado Sublimación Fusión Vaporización Sólido Líquido Gas Solidificación Licuación Sublimación Mezcla: es la unión física de dos o más sustancias en proporciones variables. Las propiedades físicas (densidad, punto de fusión, punto de ebullición)de cualquier mezcla no son constante, varían según la proporción que haya de cada componente. La separación de sus componentes se realiza por medios físicos Mezclas heterogéneas: Sus componentes se diferencian a simple vista o con el microscopio óptico Sus componentes se pueden separar por filtración, centrifugación o decantación Tipos de mezclas heterogéneas: o Mezclas: se aprecian los distintos componentes a simple vista o Suspensiones: se aprecian al microscopio, no pasan por los filtros ordinarios diámetro de las partículas dispersas > cm o Coloides: se aprecian con el ultramicroscopio, pasan los filtros ordinarios pero no los extraordinarios; cm > diámetro de las micelas >10-7 cm. Tipo de coloides: espuma, aerosol líquido (niebla), emulsión (leche), gel (gel de baño), aerosol sólido (humo), soles (pinturas) Mezclas homogéneas o disoluciones. Sus distintos componentes no se diferencian ni con el ultramicroscopio, pero se pueden separar por destilación o cromatografía Componentes: disolvente, el componente que no cambia de estado al formarse la disolución, soluto o sustancias disueltas, el otro o los demás componentes de la disolución. Concentración: proporción entre soluto y disolvente o entre soluto y disolución Disolución diluida: poco soluto mucho disolvente, está lejos de la saturación Disolución concentrada: bastante soluto, está cerca de la saturación Disolución saturada: máxima cantidad disuelta de soluto por disolvente: solubilidad Disolución sobresaturada: por encima de la saturación pero es inestable. Formas de expresar la concentración de una disolución: Gramos/litro: g/l = gramos de soluto en un litro de disolución % en peso: % = gramos de soluto en 100 gramos de disolución Molaridad: M = moles de soluto en un litro de disolución Fracción molar: x = moles de soluto/moles totales (soluto + disolvente) Molalidad: m = moles de soluto por cada kilogramo de disolvente Sustancias puras: Sus propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc) están perfectamente definidas, son constantes. En el caso de sustancias compuestas sus componentes sólo se pueden separar por medios químicos. Pueden ser: simples, formadas por un solo elemento o compuestas, si están formadas por diversos elementos Cambios físicos: a) No alteran la identidad de la sustancia que lo experimenta.; b) No requieren grandes aportes de energía; c) Son cambios transitorios, no permanentes, se pueden invertir Cambios químicos: a) Alteran la identidad de las sustancias que lo experimentan; b) Requieren grandes cantidades de energía; Son cambios permanentes, no transitorios, no se pueden invertir. Prof. José Moreno Sánchez Unidad 0. Conceptos elementales.- 1
2 Leyes fundamentales de la química Leyes ponderales: Ley de conservación de la masa (Lavoisier): La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos Ley de las proporciones definidas (Proust): Dos elementos se mezclan siempre en la misma proporción para dar un compuesto determinado Ley de las proporciones múltiples (Dalton): Las cantidades de un determinado elemento que se mezclan con una cantidad fija de otro para dar en cada caso compuestos distintos están en relación con números enteros sencillos. Leyes volumétricas: Ley de Boyle: P.V = cte (a T = cte) Ley de Charles: V/T = cte (a P = cte) Ley de Gay-Lussac P/T = cte (a V = cte) Ley de Dalton: la presión total es la suma de las presiones parciales: P = P 1 + P 2 + P 3 + Ley de los gases perfectos o Ecuación de estado P.V/T = cte Teoría atómico-molecular p.v = n R T Teoría atómica de Dalton Todos los elementos químicos están formados por átomos (partícula pequeñísima e indivisible) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos Los átomos de elementos distintos son distintos (masa) Los átomos mantiene su identidad en las reacciones químicas. Las reacciones químicas suponen la ruptura de determinadas uniones de átomos y la formación de nuevas agrupaciones Hipótesis de Avogadro: Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. Midiendo volúmenes, contamos moléculas y pesando volúmenes pesamos moléculas Molécula: agrupación de átomos iguales o distintos, es la mínima cantidad de materia que mantiene la identidad de dicha sustancia Masa atómica de un elemento: es la masa de uno de sus átomos en unidades de masa atómica (u) Se toma como referencia el átomo de carbono-12 = 12 u Masa molecular de un compuesto: masa de una de sus moléculas en unidades de masa atómica, es la suma de las masas de los átomos que forman la molécula Mol: cantidad de sustancia igual al número de Avogadro (6, ) 1 mol de... = nº de Avogadro de... = 6, mol de átomos = 6, átomos 1 mol de moléculas = 6, moléculas 1 mol de electrones = 6, electrones Masa molar de un elemento: es la masa de un mol de átomos, coincide con la masa atómica expresada en gramos. La masa molar (masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto) coincide con el número que expresa su masa atómica o molecular en unidades de masa atómica Masa de un átomo de oxígeno = 16 u Masa de una molécula de oxígeno = 32 u Masa de un mol de átomos de oxígeno = 16 g Masa de un mol de oxígeno (moléculas) = 32 g Masa molar del oxígeno: M = 32 g/mol = 32 g mol -1 número de moles = masa en gramos / masa molar en gramos mol -1 M = masa molar; n = número de moles; n = m/m m = masa de la sustancia en gramos m = n M Prof. José Moreno Sánchez Unidad 0. Conceptos elementales.- 2
3 CUESTIONES Y PROBLEMAS Cantidad de sustancia 1. En 0,5 moles de CO 2, calcule: a) el número de moléculas de CO 2 ; b) la masa de CO 2 ; c) el número total de átomos. Datos: C = 12; O =16. Andalucía 2. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros de oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay: a) el mismo número de moles; b) idéntica masa de ambos; c) el mismo número de átomos. Indique si son correctas o no estas afirmaciones razonando las respuestas. Andalucía 3. Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no: a) 17 g de NH 3 ocupan en condiciones normales, un volumen de 22,4 litros; b) en 17 g de NH 3 hay 6, moléculas; c) en 32 g de O 2 hay 6, átomos de oxígeno. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O =16. Andalucía. 4. Razone qué cantidad de las siguientes sustancias tiene mayor número de átomos: a) 0,5 moles de SO 2 ; b) 14 gramos de nitrógeno molecular; c) 67,2 litros de gas helio en condiciones normales de presión y temperatura. Masas atómicas: N = 14; O = 16; S = 32. Andalucía 5. a) Cuál es la masa expresada en gramos, de un átomo de sodio?; b) Cuántos átomos de aluminio hay en 0,5 g de ese elemento? Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0,5 g de tetracloruro de carbono?. Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35,5. Andalucía 6. En la combustión de 2,37 g de carbono se forman 8,69 g de un óxido gaseoso de este elemento. Un litro de este óxido medido a 1 atm. de presión y a 0 ºC, pesa 1,98g. Obtenga la fórmula empírica del óxido gaseoso formado. Coincide con la fórmula molecular?. Razone la respuesta. Datos: masas atómicas C = 12; O = 16. R = 0,082 atm L mol -1 K -1. Extremadura 2002 Disoluciones 7. a) Calcule la fracción molar de agua y de etanol (C 2 H 6 O) en una disolución preparada añadiendo 50 g de etanol y 100 g de agua. b) Calcule el % en volumen de etanol en la disolución anterior. La densidad del agua es 1,00 g/cm 3 y la del etanol 0,79 g/cm 3. Extremadura 8. Es cierto que si una disolución acuosa de H 2 SO 4 tiene una densidad de 1,830 g/cm 3 y un 94% de riqueza en peso, entonces su molaridad es 34,94? Castilla-León Determínese el volumen de ácido fosfórico, H 3 PO 4, de densidad 1,53 g/ml y 80% en peso que debe utilizarse para preparar 10,0 L de ácido fosfórico 2,00 M. Masas atómicas: H = 1,008; O = 16,00; P = 30,97 Castilla León Calcule la molaridad de una disolución de HNO 3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1,22 g/ml. Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M? Masas atómicas H =1; N = 14; O = 16. Andalucía. 11. En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35% en peso; densidad 1,18 g/ml. Calcule: a) el volumen de disolución necesario para preparar 300 ml de HCl 0,3 M; b) el volumen de NaOH 0,2 M necesario para neutralizar 100 ml de la disolución 0,3 M de HCl. Masas atómicas: Cl = 35,5; H =1. Andalucía Reacciones químicas. 12. a) Calcule los ml de ácido sulfúrico del 98% y 1,84 g/cm 3 que se necesitan para neutralizar 25 cm 3 de una disolución de hidróxido de potasio del 14,5% en peso y 1,20g/cm 3 de densidad. b) Calcule cuántos ml de CO 2 medidos a 190ºC y 970 mm de Hg, han de pasar a través de 26 ml de una disolución de hidróxido de bario 0,21 M para que la reacción sea completa en la formación de carbonato de bario. Castilla-León Una bombona de gas contiene 27,5% de propano y 72,5% de butano en masa. Calcule los litros de dióxido de carbono, medidos a 25ºc y 1,2 atmósferas, que se obtendrán cuando se quemen completamente 4,0 g del gas de la bombona anterior. Masas atómicas: C = 12 ; H = 1; R = 0,082 atm L mol -1 K -1. Zaragoza El superóxido de potasio (KO 2 ) se usa para purificar el aire en espacios cerrados. El superóxido se combina con el dióxido de carbono y libera oxígeno según la reacción: KO 2 (s) + CO 2 (g) K 2 CO 3 (s) + O 2 (g) Ajustar la reacción y calcular: a) la masa de KO 2 que reacciona con 50 L de dióxido de carbono en condiciones normales. b) el número de moléculas de oxígeno que se producen. Masas atómicas: K = 39,1; O = 16,0; C = 12,0 Castilla León 2002 Prof. José Moreno Sánchez Unidad 0. Conceptos elementales.- 3
4 15. El clorato de potasio (trioxoclorato (V) de potasio) se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular. Qué volumen de oxígeno, a 125 ºC y 1 atm, puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato potásico?, Cuántas moléculas de oxígeno se formarán? Datos: Cl = 35,5; O =16,0; K =39,1. R = 0,082 atm L mol -1 K -1. N A = 6, Extremadura La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con óxido de hierro (III) genera hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica que el calor liberado es suficiente para fundir el hierro que se produce. Calcular el hierro que se produce cuando reaccionan completamente 53,96 gramos de aluminio con exceso de óxido de hierro (III) a temperatura ambiente, si el rendimiento de la operación es del 85%. Castilla León El sulfato de amonio, (NH 4 ) 2 SO 4, se utiliza como fertilizante en agricultura. Calcule: a) el tanto por ciento en peso de nitrógeno en el compuesto; b) la cantidad de sulfato de amonio necesaria para aportar a la tierra 10 kg de nitrógeno. Masas atómicas: H =1; N =14; O = 16; S =32. Andalucía 18. El níquel reacciona con ácido sulfúrico dando sulfato de níquel(iii) e hidrógeno. Escribe y ajusta la reacción correspondiente. a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reaccionan con 2 ml de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. b) calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico. R = 0,082 atm L mol -1 K -1. Masa atómica: Ni = 58,7. Andalucía 19. El carbonato de calcio sólido reacciona con una disolución de ácido clorhídrico para dar agua, cloruro de calcio y dióxido de carbono gas. Si se añaden 120 ml de la disolución de ácido clorhídrico, que es del 26,2% en masa y tiene una densidad de 1,13 g/ml, a una muestra de 40,0 g de carbonato de calcio sólido. Cuál es la molaridad del ácido clorhídrico en la disolución cuando se haya completado la reacción? (Suponga que el volumen de la disolución permanece constante). C =12; O =16; Ca = 40; Cl = 35,5; H = 1. Zaragoza junio 2002 AUTOEVALUACIÓN 1. En condiciones normales de P y T, un mol de NH 3 ocupa 22,4 L y contiene 6, moléculas. a) Cuántas moléculas habrá en 37 g de amoniaco a 142 ºC y 748 mm de Hg? b) Cuál será la densidad del amoniaco a 142 ºC y 748 mm de Hg?( La Rioja) Sol.: a) 1, ; b) 0,49 g/l 2. Un vaso contiene 100 ml de agua. Calcule: a) cuántos moles de agua hay en el vaso; b) cuántas moléculas de agua hay en el vaso; c) cuántos átomos de hidrógeno y de oxígeno hay en el vaso. Masas atómicas: H = 1; O = 16. (Andalucía). Sol.: a) 5,55; b) 3, ; c) H = 6, ; O = 3, El análisis de un compuesto orgánico proporcionó los siguientes resultados de composición centesimal: 54,5% de carbono, 9,15 de hidrógeno y 36,4% de oxígeno. Sabiendo que su masa molecular es de 88 g/mol. Determine la fórmula molecular del compuesto. (Extremadura) Sol.: C 4 H 8 O 2 4. El hierro forma dos cloruros, uno con un 44,20% de Fe y el otro con un 34,43% de Fe. Determine la fórmula empírica de ambos y nómbrelos. Fe = 56, Cl = 35,5. (Extremadura). Sol.: FeCl 2, FeCl 3 5. Calcula la molaridad, la molalidad y la fracción molar de una disolución de ácido clorhídrico del 36% en peso y densidad 1,2 g/cm 3. Cl = 35,5; H = 1. (Extremadura) Sol.: 11,8 M, 15,4 m, 0,217 HCl y 0,783 H 2 O 6. Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1,52 g/ml: a) Qué volumen debe utilizarse para obtener 100mL de ácido nítrico del 55% en peso y densidad 1,43 g/ml? b) cómo lo prepararía en el laboratorio? (Castilla-León 2002). Sol.: 76 ml 7. Si 25 ml de una disolución 2,5 M de CuSO 4 se diluyen en agua hasta un volumen de 450 ml: a) Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?, Cuál es la molaridad de la disolución final? Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63,5. (Andalucía) Sol.: 3,97 g; 0,14 M. 8. Se preparó una disolución acuosa de ácido sulfúrico a partir de 95,94 g de agua y 10,60 ml de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/ml y 97% en peso de pureza. El volumen de la disolución resultante resultó ser de 100 cm 3. a) Calcule la molaridad de la disolución resultante, b) Calcule la riqueza de esta disolución expresada en tanto por ciento en peso (%). (Castilla-León 2000). Sol.: 1,94 M; 16,46% 9. Dada la siguiente reacción química: AgNO 3 + Cl 2 N 2 O 5 + AgCl + O 2. Se pide: a) ajustar la reacción; b) el número de moles de N 2 O 5 que se obtienen a partir de 20 g de nitrato de plata; c) el volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de Hg. Datos: R = 0,082 atm L mol -1 K -1. Masas atómicas: N =14; O = 16; Ag =108. Andalucía. Sol.: a) /2 b) 0,059 mol; c) 0,87 L. 10. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Si la reacción tiene un rendimiento del 80%, calcule: a) el volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27ºC y 740 mm de Hg de presión; b) la masa de sulfato de cinc formada. Datos: R = 0,082 atm L mol -1 K -1. Masas atómicas: S = 32; O = 16; Zn =65,4. Andalucía. Sol.: a) 3,09 L; b) 24,64 g Prof. José Moreno Sánchez Unidad 0. Conceptos elementales.- 4
5 QUÍMICA IES Juan Gris Grupo: Calificación Alumno/a: Unidad 0: Conceptos elementales Fecha de entrega: Ejercicios para entregar 0.1 El acetileno o etino (C 2 H 2 ) se obtiene por reacción del carburo de calcio (CaC 2 ) con agua. a) Formule y ajuste la reacción de obtención del acetileno, si se produce además hidróxido de calcio. b) Calcule la masa de acetileno formada a partir de 200 g de un carburo de calcio del 85 % de pureza. c) Qué volumen de acetileno gaseoso se produce a 25 ºC y 2 atm con los datos del apartado anterior? Datos. R = 0,082 atm L K 1 mol 1 ; masas atómicas: Ca = 40, C = 12, H = 1 Madrid Problema junio El ácido clorhídrico se obtiene industrialmente calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado. a) Formule y ajuste la reacción que tiene lugar. b) Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico de una concentración del 90 % en peso se necesitará para producir 100 kg de ácido clorhídrico concentrado al 35 % en peso? c) Cuántos kilogramos de cloruro de sodio se emplean por cada tonelada de sulfato de sodio obtenido como subproducto? Datos. Masas atómicas: H = 1, O = 16; Na = 23; S = 32; Cl = 35,5. Madrid Problema sep El ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(vi) de hidrógeno reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio (tetraoxosulfato(vi) de sodio) y ácido clorhídrico. Se añaden 50 ml de ácido sulfúrico del 98% en peso y de densidad 1,835 g/cm 3 sobre una muestra de 87 g de cloruro de sodio. Suponiendo que la reacción es completa: a) qué reactivo se encuentra en exceso, y cuantos moles del mismo quedan sin reaccionar? b) qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción? Masas atómicas: H = 1,0; S =32,1; O = 16,0; Na = 23,0; Cl = 35,5. Extremadura 2001 Prof. José Moreno Sánchez Unidad 0. Conceptos elementales.- 5
Masas atómicas (g/mol): O = 16; S = 32; Zn = 65,4. Sol: a) 847 L; b) 710,9 g; c) 1,01 atm.
1) Dada la siguiente reacción química: 2 AgNO3 + Cl2 N2O5 + 2 AgCl + ½ O2. a) Calcule los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. b) Calcule el volumen de O2 obtenido, medido a 20 ºC y
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