Tema 2. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA. LA MATERIA.

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1 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 1 Tema 2. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA. LA MATERIA. FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. Fenómeno físico es aquel en el que no cambia la naturaleza de las sustancias. Por ejemplo la solidificación y la evaporación. Un fenómeno químico es aquel en el que cambia la naturaleza de las sustancias, obteniéndose sustancias totalmente diferentes a las que había inicialmente; por ejemplo una combustión La química es la ciencia que estudia los fenómenos químicos y de las leyes que lo rigen. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. La materia se presenta en tres estados de agregación: Sólidos: las partículas se encuentran unidas por fuerzas (de cohesión) muy intensas lo cual determinará las propiedades de los sólidos. Líquidos: Las fuerzas entre las partículas son poco intensas lo que permite que a pesar de tener un volumen constante pueda adoptar la forma del recipiente que lo contiene. Gases: las partículas se encuentran libres al ser casi nulas las fuerzas de atracción entre ellas; las partículas de un gas stán muy separadas y en continuo movimiento de traslación. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. Sistema material. Mezcla heterogénea. Mezcla es la unión de dos o más sustancias diferentes. En la mezcla heterogénea se distinguen a simple vista (o con microscopio) sus componentes. Sistema homogéneo. No se distinguen los componentes que la forman ni a simple vista ni con microscopio Disolución. Disolución es una mezcla homogénea. Las sustancias que forman la disolución se pueden separar mediante procesos físicos Sustancia pura. No puede separarse en otras más simples mediante procesos físicos. Tienen composición y propiedades específicas (densidad, PF, PE) constantes. Compuestos. Son sustancias puras Pueden obtenerse sustancias diferentes mediante procesos químicos. Formado por diferentes elementos unidos en proporción fija. Un compuesto se representa con una fórmula que indica elementos que lo forman y su proporción. Elementos. No pueden descomponerse en otras sustancias más simples. Formados por el mismo tipo de átomos. Los elementos se representan por símbolos. H, He.. Son los de la tabla periódica; hay unos 110. Se pueden agrupar formando moléculas o redes cristalinas (diamante, elementos metálicos). ATOMOS Y MOLECULAS. Átomo es la unidad más pequeña en la que se puede dividir la materia. Están constituidos por partículas subatómicas (protón, electrón, neutrón) y estas a su vez por otras más sencillas llamadas quark. Los átomos se agrupan entre ellos mediante unas uniones denominadas enlaces. (iónico, covalente y metálico). Cuándo se unen muchísimos átomos entre sí constituyen las redes cristalinas. Molécula. Cuando se unen un número pequeño de átomos, (del mismo o de elementos diferentes) forman una molécula. Las moléculas están unidas unas a otras por un tipo de fuerzas denominadas fuerzas intermoleculares. Leyes fundamentales de la Química. jgo -1-

2 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 2 LEYES PONDERALES DE LA QUÍMICA La química es una ciencia experimental que surge como ciencia (antes era alquimia) a finales del siglo XVIII. En esa época desconocían las leyes que conocéis de la Química y empieza a construir esta ciencia a base de medidas y experimentos. En una reacción química, a las sustancias que hay inicialmente se les denomina reactivos; una vez que han reaccionado, se transforman en otras sustancias totalmente diferentes que se denominan productos. Ley de conservación de la masa (de Lavoisier, 1774) En toda reacción química se conserva la masa. La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Si los reactivos pesan 20 g, los productos pesan 20 gramos. Esto nos lleva a que en toda reacción química hay los mismos átomos en los reactivos que en los productos. En esto nos basamos cuando ajustamos ecuaciones químicas. Ley de las Proporcionen definidas (de Proust, 1799) Comprobada experimentalmente observaba que Cuando se combinan dos o más elementos para formar un compuesto determinado lo hacen siempre en la misma proporción en masa. Así cuando el oxígeno y el H se combinan parar formar agua, lo hacen en la proporción de 8:1 (8 g de O por 1 g de H). Ver ejercicio resuelto página 203. Haz el 1 y 2 de esa página. TEORIA ATÓMICA DE DALTON (1803) Después de una seria de experimentos tanto Lavoisier como Proust enunciaron sus leyes pero era necesario una Teoría que explicara esas leyes: Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de sus propiedades. Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades. Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en relación sencilla de números enteros. En las reacciones químicas, los átomos no se crean si se destruyen, únicamente se redistribuyen. Esta teoría es la primera para explicar los fenómenos de la Química. Resuelve del libro. Página 205 nº 4. LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN Ley de Gay-Lussac para los volúmenes de los gases.- Formulada por Gay-Lussac en el año 1808 también después de una serie de experimentos observó: Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química medidos en, las mismas condiciones de presión y temperatura guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Así, 2 volúmenes de Hidrógeno se combinan con un volumen de Oxígeno para formar agua. Concepto de MOLÉCULA. Experimentalmente observaron que 1Volumen de Hidrógeno reaccionaban con 1 Volumen de cloro para dar 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno. También que 1V de N reaccionaban con 1V de oxígeno para dar 2V de NO. Cómo era posible si la combinación de átomos de Nitrógeno y oxígeno era 1:1? Una posible solución podría ser que los átomos de nitrógeno y oxígeno se dividieran por la mitad, pero si el átomo es indivisible no encontraban una justificación. Este comportamiento no se podía explicar por la teoría de Dalton (para él no existía el concepto de moléculas). Para explicar este comportamiento surge la HIPÓTESIS DE AVOGADRO Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas agrupaciones de varios átomos del elemento. Avogadro llamó moléculas a esas agrupaciones de átomos. La hipótesis lleva consigo asociada la idea de que los gases elementales son moléculas diatómicas. Esto permitió explicar la ley de los volúmenes de combinación. Así, nitrógeno y oxígeno son moléculas diatómicas que se rompen al reaccionar quedando los átomos libres para combinarse de otra forma y originar óxido de nitrógeno. Ver ejercicio libro página 207. Haz nº 5 y 6 página 207. Leyes fundamentales de la Química. jgo -2-

3 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 3 NÚMERO DE AVOGADRO: MOL Si un mismo volumen contenía el mismo número de moléculas y a su vez se podía medir su masa se podían establecer una escala de masas atómicas relativas. Una unidad de masa atómica uma es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. Unidad de masa atómica es 1/12 de la masa de un átomo Carbono-12. Uma = masa de un átomo de 12 C ; 1 uma = 1, g. 12 MASA ATÓMICA RELATIVA DE UN ELEMENTO A r.- Es la masa de un átomo comparado con la unidad de masa atómica (uma). A r = masa de un átomo de ese elemento uma masa de un átomo de ese elemento masa de un protón Un átomo de carbono 12 tiene 6 protones y 6 neutrones; como la masa del protón es casi igual a la del neutrón, resulta que un átomo de carbono tiene, aproximadamente, la misma masa que 12 protones. En definitiva: una unidad de masa atómica es, aproximadamente, la masa de un protón. Con esto, aunque sólo sea aproximado, definimos la masa atómica relativa de un elemento como la masa de uno de sus átomos comparado con la masa de un protón. Ejemplo: la masa atómica del oxígeno es 16 u. A(O)=16; indica que... Mira ejercicio del libro. Nº 5. Página 208. MASA MOLECULAR de una sustancia es la masa de una molécula comparada con la u.m.a. La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos que forman la molécula. Así, la masa molecular del agua es 18. Comprobar que la masa molecular del ácido sulfúrico es 98. Ejercicio: calcula la masa molecular de las siguientes sustancias: CO 2, HNO 3, Al(OH) 3 Mol.- Es una unidad de cantidad de sustancia. Un mol de una sustancia es la cantidad de la misma que contiene tantas partículas, átomos, moléculas como átomos hay en 12 g de carbono-12. El nº de partículas existentes en 1 mol es 6, A este número se conoce como constante de Avogadro (N A ). (En 12 g de carbono-12 hay 6, átomos). Para un elemento, un MOL es la cantidad de sustancia que tienen 6, átomos de ese elemento. 1 Mol de átomos de S tiene 6, átomos de azufre y son 32 g de azufre. Para una sustancia, un MOL es la cantidad de sustancia que tienen 6, moléculas de esa sustancia. Un mol de agua es la cantidad de sustancia que tienen 6, moléculas de agua y son 18 g de agua. MASA MOLAR es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones etc. Se representa por la letra M y se expresa en g/mol o en kg/mol. La masa molar del azufre es M S = 32 g/mol. La masa molar del agua es MH 2O= 18 g/mol. Recordar que cantidad de sustancia es número de moles de esa sustancia. La masa de un mol de una sustancia denominada masa molar coincide con la masa atómica o molecular expresada en gramos. Estas dos relaciones nos permiten relacionan masa y número de entidades realizando factores de conversión. Un mol de cualquier sustancia son el Número de Avogadro de entidades y pesan la masa molecular expresada en gramos. Ejercicios: Ver los ejercicios resueltos de la página 210 y 211. Realiza las actividades 8,9, 10 de la página 211. Leyes fundamentales de la Química. jgo -3-

4 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 4 COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO. Se denomina composición centesimal al porcentaje en masa de cada elemento que forma parte de un compuesto. Conocida la fórmula de un compuesto nos piden calcular la composición centesimal. Ejemplo calcula la composición centesimal del sulfato de aluminio. Ejercicio resuelto 9, página 212 FORMULAS DE COMPUESTOS. Los compuestos se representan mediante fórmulas. Como sabemos los compuestos pueden estar formados por moléculas o bien redes cristalinas. Fórmula molecular.- Expresan los átomos que forman la molécula. Ej: CH 4, C 2 H 6, C 6 H 12 O 6 El etano C 2 H 6, indica que una molécula de etano tiene 2 átomos de C y 6 átomos de H. Formula empírica de un compuesto.- indica la relación más sencilla en que están combinados los átomos de los elementos en un compuesto. Ejemplos: Na Cl es la fórmula de la sal. Si la fórmula molecular del etano es C 2 H 6 ; la fórmula empírica es CH 3. La formula molecular es un múltiplo entero de la formula empírica. En algunos casos la formula molecular y empírica coinciden. Ej: el metano CH 4 Conocida la composición centesimal de un compuesto y su masa molecular se puede calcular la formula empírica y la molecular. Ejercicios: Página y 12. Datos: etanal CH 3 CHO; ácido butanoico CH 3 CH 2 CH 2 COOH; sulfato de cromo(iii) Cr 2 (SO 4 ) 3 Ejercicio: Se tienen 5 g de un compuesto orgánica de masa molecular 74 uma. Composición es 2,43 de C, 2,16 de O y 0,41 de H. Calcula la formula empírica y la molecular. Para determinar la fórmula molecular: En estos problemas se toma como referencia 100 g y se calcula a) Número de moles de cada átomo que existen en el compuesto. Se divide los gramos de cada elemento entre la masa atómica de ese elemento. b) Dividendo por el menor número obtenido anteriormente obtendremos la proporción entre los átomos que forman el compuesto. c) Multiplicando la masa de la fórmula empírica por un número entero obtendremos la masa molecular. Ejercicio pag 213, nº 11 y 12 LEYES DE LOS GASES. El estudio del comportamiento de los gases se inició, sobre todo, en el siglo XVIII. Las leyes que describen su comportamiento son: 1 Ley de Boyle (1662): P.V= cte; P 1.V 1 = P 2 V 2 A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen que ocupa este es una constante. O bien, la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales a T cte. Explícalo razonadamente. 2 Ley de Charles (1787): V1 V2 = ó V/T = cte T T 1 A presión constante, el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. 3 Ley de Gay Lussac (1802): P1 P 2 2 T1 = ó P/T=cte T Si el volumen se mantiene constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Para un gas a volumen constante, si la T aumenta la presión también. Razónalo. 2 4 Ley de los Gases Perfectos: P.V= n.r.t Se deduce de las tres leyes anteriores. P (atm) ; V(litros) ; T(K); n(nºmoles); R=0,082 atm.litro/ K mol; Condiciones normales ( C.N) son: 1 atmósfera de presión y 273 K de temperatura. 1 atmósfera=760 mm Hg = Pa; 1 litro=1 dm 3 ; T( K) = T(ºC)+273 Leyes fundamentales de la Química. jgo -4-

5 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 5 Volumen molar de un gas.- Un mol de cualquier en condiciones normales de presión y temperatura ocupa 22,4 litros. (Condiciones normales: presión = 1 atmósfera. Temperatura = 273 K = 0 ºC). Ejercicios: página 223 nº 1,2,3. LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES. Pt = Pa + Pb + Pc +... Cuando en un recipiente se encuentran varios gases (a, b, c, ) la presión dentro del recipiente es la suma de las presiones que tendrían cada uno de esos gases si estuviera solo en ese recipiente. Pa, Pb, Pc son presiones parciales de cada uno de los gases. Mira ejercicio resuelto página 223. Haz ejercicios página 223 1,2 y 3. Ejercicio: Calcula la presión que ejerce una mezcla de 40 g de oxígeno y 49 de nitrógeno si están en un recipiente de 25 litros a una temperatura de 30º C; calcula la presión parcial de cada componente. TEORÍA CINÉTICA-MOLECULAR APLICADA A LOS GASES: La explicación de las leyes de los gases surgió con una teoría la cinética-molecular que aplicada a los gases: Los gases están formados por partículas individuales (átomos, moléculas) que no interaccionan entre ellas. El tamaño de las moléculas es despreciable (es muy pequeña) frente a las distancias que las separan. Las moléculas de gas se mueven de forma continua con movimiento aleatorio, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene (originando una presión). Los choque entre las moléculas y con las paredes del recipiente son completamente elásticos, es decir no hay pérdida de energía en el choque. La energía cinética (movimiento) promedio de las partículas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta e independiente de la naturaleza del gas. Explica razonadamente, basándote en la teoría cinética, 1) porque aumenta la P de un gas al aumentar la T manteniendo el V constante. 2) Cómo varía el volumen de un gas al aumentar la T manteniendo la presión constante. 3) Como varía el volumen de un gas al disminuir la presión manteniendo la temperatura constante. DISOLUCIONES. CONCENTRACIÓN Las disoluciones son mezclas homogéneas y uniformes de dos o más sustancias. En disoluciones acuosas el disolvente es el agua y el otro componente es el soluto. Concentración de las disoluciones es la proporción en que se encuentran los componentes de una disolución. Existen diferentes maneras de expresar la concentración: porcentaje en masa; porcentaje en volumen; molaridad, molalidad y fracción molar. masa de ese componente Tanto por ciento en masa =. 100 %. Ver ejercicios página 228. masa disolución volumen de ese componente Tanto por ciento en volumen =. 100 % volumen disolución Molaridad = nº de moles de soluto contenidos en un litro de disolución. Se calcula dividiendo el número total de moles de soluto entre el volumen de la disolución en litros. moles soluto molaridad = litros de disolucion Molaridad = moles de soluto o componente contenidos en 1 litro de disolución. Ver ejercicios resueltos página 229. Ejercicio: Calcula la molaridad de una disolución que contiene 12 g de carbonato de sodio en 1,3 litros de disolución. Fracción molar de soluto, x n total de moles Se calcula: nº de moles de soluto dividido por el nº total de moles de la disolución. Ejercicios: pág 231 nº 4 al 7. n soluto s = ; Preparación de un volumen determinado de una disolución de concentración determinada. a) Determinar la cantidad de soluto. b) Disolver ese soluto en una pequeña cantidad de agua en un vaso de precipitados. c) Añadir el contenido a un matraz aforado de ese volumen y enrasar. Ver ejercicio resuelto página 231. Leyes fundamentales de la Química. jgo -5-

6 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 6 PROBLEMAS. Leyes fundamentales de la Química. Hoja 1 1. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 1) Una sustancia pura es siempre un elemento químico. 2) Los elementos son todos sustancias puras. 3) Los compuestos son sustancias puras. 4) Un compuesto no puede descomponerse, de ningún modo, en sustancias más sencillas. 2. Calentamos un sólido hasta convertirlo en gas. A intervalos regulares de tiempo se registra la temperatura comprobando que la fusión se produce a temperatura constante y la ebullición lo hace en un intervalo de 10 ºC. A la vista de estos datos, se puede afirmar si se trata de una sustancia pura o de una mezcla?. 3. Dadas las siguientes representaciones que corresponden a gases encerrados en sendos recipientes.señala cuál de ellas corresponde a) un elemento; b) un compuesto; c) una mezcla de elementos d) una mezcla de elemento y compuesto. 4. Indicar verdadero o falso. La velocidad es una magnitud fundamental. El tiempo es una magnitud vectorial El resultado de un producto de datos experimentales no puede tener mas cifras significativas que el dato experimental con menor número de cifras significativas. La calidad de una medida viene determinada por el error absoluto. Al representar dos magnitudes inversamente proporcionales sale una parábola. Las mezclas tienen un punto de fusión y ebullición definido tiene 4 cifras significativas. Los compuestos químicos siempre están formando moléculas. En una reacción las sustancias que reaccionan lo hacen en una proporción definida. El minuto es una unidad de tiempo. El litro es la unidad de capacidad en el S.I. Si una magnitud Y es proporcional a otra magnitud X al cuadrado, al representarlas la gráfica es una parábola. Lo que se mide demás o de menos con relación al valor real es el error absoluto. La precisión de una medida la da el error absoluto. 5. Cuando reacciona el hidrógeno con el oxígeno para formar agua, la relación de sus masas es m0/mh= 8. Qué cantidad de agua se forma cuando hacemos reaccionar 20 g de hidrógeno con 4 g de oxígeno? 6. Para demostrar en el laboratorio una importante ley química se hacen reaccionar distintas masas de Zn con un exceso de ácido clorhídrico para obtener cloruro de cinc y posteriormente se calienta la disolución resultante a sequedad. Los resultados experimentales se recogen en la tabla: Masa de la cápsula vacía (g) Masa de la cápsula con cinc (g) Masa de la cápsula con cloruro de cinc (g) , ,27 Qué ley evidencia esta experiencia? Utilice los datos experimentales para verificar la ley. 7. Completar la siguiente tabla para la reacción del cloro con el sodio para dar cloruro de sodio: g de cloro g de sodio g de cloruro g de cloro g de sodio de sodio sobrante sobrante a b 41,67 20 c A Cuánto átomos tiene una molécula de ácido sulfúrico H 2 SO 4? B Cuántos átomos de Hidrógeno tiene un mol de esa ácido? C Cuántos moles de átomos de oxígeno tiene un mol de ácido sulfúrico? 9. Ordena de mayor a menor el número de moléculas que contienen: A) 20 g de agua. B) moléculas de oxígeno. C) 1,3 moles de óxido de aluminio. D) 2 gramos de hidrógeno. Leyes fundamentales de la Química. jgo -6-

7 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 7 PROBLEMAS. Leyes fundamentales de la química. Hoja Si la unidad de masa atómica es 1, kg, expresa: a) en kg la masa de un átomo de oxígeno. b) En g la masa de una molécula de ácido nítrico (HNO 3 ). c) En g la masa de 1 mol de hidróxido de aluminio, Al(OH) Un vaso contiene 8,3 moles de agua. a) Calcula la masa de esa agua en gramos y el volumen que ocupa en litros. b) Determina cuantas moléculas hay en el recipiente. c) Cuántos átomos de hidrógeno hay en el vaso?. d) Y Cuántos moles de átomos de hidrógeno?. 12. Determina a) la masa de una molécula y de un mol de N 2 O 5 b) el número de moles que hay en un Kg de N 2 O 5 c) El número de moléculas y el número de átomos de oxígeno que hay en 1 g de N 2 O 5 d) la masa de pentóxido de dinitrógeno (gas) que en C.N. ocupa un volumen de 200 ml. e) La masa de 1022 moléculas de dicho gas DATOS: Masas atómicas. A(N)=14;A(O)= Deduce la fórmula empírica de un hidrocarburo de composición: 85,62 % de C y 14,37 % de H. Si su masa molecular es 42, escribe la fórmula molecular del hidrocarburo. 14. Determina la densidad del metano (CH 4 ) 700 mm Hg y 75 ºC. 15. Verdadero o falso? 1 uma es aproximadamente igual a la masa de 1 átomo de H 1 uma = (masa de un átomo de carbono)/10. Si la masa atómica del oxígeno es 16 indica que un átomo de oxígeno pesa 16 gramos. Según Dalton todos los átomos son idénticos en masa y demás propiedades. 5 litros de hidrógeno y 5 l de oxígeno contienen el mismo número de moléculas. En 44 g de dióxido de carbono hay un 12, átomos de carbono. La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura cuando el volumen permanece constante. Si en un recipiente con oxígeno y cloro existe una presión total de 10 at y la presión del oxígeno es 9 atmósferas el cloro ejerce una presión de una atmósfera. Si en un recipiente disminuyo el volumen a temperatura constante la presión aumenta. En el carbonato de calcio el tanto por ciento en carbono es de 12 % La masa molecular del ácido sulfúrico es 98; por eso una molécula de ácido pesa 98 g. Si la masa molecular del ácido sulfúrico es 98, la masa molar de ese ácido es 98 g/mol. 1 g de oxígeno medido en CN de P y de T ocupa 22,4 litros. 16 gramos de agua tienen 2 átomos de H y un átomo de oxígeno. El número de moléculas que hay en un mol depende de la masa de la molécula Según Proust, cuando un elemento reacciona con otro para dar un compuesto la relación entre sus masas es constante y se puede expresar como una relación de números enteros sencillos En una reacción química los átomos se transforman en otros distintos, variando su masa y otras propiedades En una reacción química los átomos se transforman en otros distintos, variando su masa y otras propiedades La parte más pequeña de un átomo se llama molécula La densidad de un gas sólo depende de su naturaleza y de las condiciones de presión y temperatura Todos los gases ocupan en condiciones normales 22,4 L 16. Disponemos de 3 moles de sulfuro de hidrógeno. Calcula: A) Cuántos g hay en esos 3 moles. B) El número de moléculas que forman esos moles. C) El número de átomos de hidrógeno en esos moles. 17. Halla la formula empírica de un compuesto que contiene 13,04% de H el 52,17% de C y el 34,78 % de O. 18. Disponemos de 3 moles de sulfuro de hidrógeno. Calcula: A) Cuántos g hay en esos 3 moles. B) El número de moléculas que forman esos moles. C) El número de átomos de hidrógeno en esos moles. Leyes fundamentales de la Química. jgo -7-

8 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 8 PROBLEMAS. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA. HOJA Completar: Un mol de de hidrógeno tiene 6, átomos de H y pesan g. Un mol de átomos de oxígeno tiene átomos de O y pesan g. Una molécula de oxígeno tiene átomos de oxígeno. Un mol de nitrógeno tiene moléculas de nitrógeno. En un recipiente hay 2 g de Hidrógeno; si en otro recipiente idéntico hay oxígeno, a la misma P y T, tiene g de oxígeno. 20. En un recipiente hay Hidrógeno; si en otro recipiente idéntico hay oxígeno, a la misma P y T, en esos recipientes hay número de moléculas. DATOS: Masa atómica: H 1, O 16, N 14, Al 27. R=0,082 Atm.l/mol K. 21. Cuando 3 litros de H se combinan con 1 litro de nitrógeno producen 2 litros de amoniaco. Si en las mismas condiciones de presión y temperatura queremos obtener 500 ml de amoníaco. cuánto hidrógeno y nitrógeno necesitaremos? Sol: 750 ml hidrógeno y 250 de nitrógeno 22. Queremos preparar 100 ml de una disolución de permanganato de potasio de concentración de 2 mol/l. Para lo cual disponemos de un recipiente que indica que KMnO 4 Sólido Riqueza 90% en masa. Explica el proceso de preparación, indicando los cálculos necesarios. 23. Calcula la concentración molar de una disolución de las siguientes condiciones HCl(aq); d= 1,12 kg/l; riqueza 35 %. Solución: 10,7 M 24. A partir de la ecuación de los gases demuestra que: P.M molecular = d. R.T 25. Indicar verdadero o falso. En 25 ml de una disolución de ácido acético 2 M existen 1 mol de ácido acético En 200 ml de vino al 10% en etanol en volumen existen 20 ml de etanol 26. Calcula la fórmula empírica y la formula molecular de un hidrocarburo saturado, sabiendo que la combustión completa de 8,6 g de esta origina 12,6 g de agua. Solución C 3 H Cuál es la concentración molar del agua pura?. Sol: 55,5 moles/litro. 28. Cuál es la molaridad de una disolución obtenida al disolver 22,5 g de H 2 SO 4 en agua y enrasar hasta 0,125 dm 3?. SOL: 1,84 molar 29. Cuál es la molaridad de una disolución de HCl que contiene 100 g de soluto en 4 litros de disolución?. 30. Se echan 315 kg de ácido nítrico puro, HNO 3, en 4791 dm 3 de agua. Cuál es la molaridad de esta disolución?. Sol: 1.01 Molar 31. Cuántos gramos de hidróxido sódico hay en 50 cc de una disolución 0,2 molar?. Cuál es la concentración en % en masa de esa disolución?. 32. Cuántos gramos de glucosa, C 6 H 12 O 6 se necesitan para preparar 100 cm 3 de una disolución 0,2 molar?.sol:3.6 g 33. Tenemos una disolución 5 M de ácido nítrico. Calcula la cantidad de esta disolución que se debe coger para preparar 250 cm 3 de otra disolución más diluida cuya concentración sea 0,5 M. Cuántos gramos de ácido nítrico habrá en esos 250 cm 3 de disolución?. Sol: 0,025 L. 34. Expresa en g.l -1 la concentración de una disolución de ácido sulfúrico 2 M. 35. Se disuelven 5 ml de ácido nítrico comercial del 70 % y de densidad 1,42 g/ml en agua destilada y posteriormente se completa con más agua destilada hasta formar 0,5 litros de disolución. Calcula la molaridad de la misma. 36. Queremos preparar 100 cm 3 de una disolución de ácido sulfúrico 0,2 M. Disponemos de ácido sulfúrico comercial del 96 % y de densidad 1,84 g/cm 3. Determina el volumen necesario de ese ácido. 37. La combustión completa de una muestra de un hidrocarburo gaseoso (Cn Hm) produjo 3,4 g de dióxido de carbono y 1,8 g de vapor de agua. Calcula la fórmula molecular del hidrocarburo sabiendo que su masa molecular es Cierto óxido de nitrógeno está constituido por un 36,84 % de nitrógeno y un 63,16 % de oxígeno. Por otra parte 4 g de este óxido gaseoso ocupa en C.N. 1,18 litros. Determine la fórmula molecular del gas. 39. En la síntesis del agua, a partir de oxígeno e hidrógeno, reaccionan 50 cm 3 de H 2 con V cm 3 de O 2. Si queremos obtener 25 cm 3 de vapor de agua, cuántos cm 3 sobran de H 2?. cuál es el valor de V?. La reacción es 2H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O(g). Leyes fundamentales de la Química. jgo -8-

9 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 9 PROBLEMAS. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA. Hoja 4 1. Explica utilizando la teoría cinética-molecular porqué la presión y la temperatura a V=cte. son directamente proporcionales. 2. Utiliza la teoría cinética para explicar la Ley de Boyle. 3. Calcula la densidad del eteno ( C 2 H 8 ) a 710 mm Hg y 23 ºC Sol 1,15 g/l. 4. Un gas ocupa 2 l a 2 atm a una temperatura de 20 K. Qué volumen ocupará ese mismo gas cuando la presión es de 5 atm y la temperatura de 30 K. 5. Determina la composición centesimal del Ca 3 (PO 4 ) 2 Sol Ca= 38,7%; P= 20%; O=41,3% 6. El análisis de un compuesto orgánico proporcionó la siguiente composición centesimal: Carbono 40%, hidrógeno 6,7 % y oxígeno 53,3%. Sabiendo que la masa molecular calculada experimentalmente es de 180 determina la formula molecular del compuesto. Sol C 6 H 12 O 6 7. Determinar la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,8 g/ml y de pureza el 80%. Masas atómicas. A(H)=1;A(S)=32;A(O)=16 8. Se desea preparar un litro de disolución 1M de ácido sulfúrico a partir de un ácido comercial cuya etiqueta indica que su concentración centesimal es de 90% y su densidad 1,85 g/ml. Determinar: a) La molaridad del ácido comercial. b) El volumen necesario para preparar la disolución pedida c) El volumen de hidróxido de sodio 0,8 M necesario para neutralizar 20 ml de la disolución preparada (La sal obtenida es sulfato de sodio) A(S)=32; A(O)=16 9. Dos recipientes iguales se encuentran a la misma presión y temperatura y contienen oxígeno y nitrógeno, respectivamente. En cuál de los dos habrá mayor número de partículas? 10. Si los recipientes anteriores se encuentran a la misma temperatura y a distinta presión. En cuál de los dos habrá mayor número de partículas?. 11. Si tenemos un matraz de 2 l de oxígeno a 47 ºC y 0,8 atm, calcula 1) El numero de moles y de moléculas Sol 0,061 moles; 3, ) La temperatura en Kelvin si no varía el volumen para que la presión se reduzca a la mitad de la inicial. S =160 K 3) Los gramos de oxígeno. S=1,952 g 4) La densidad en condiciones normales. Sol 0,975 g/l 12. Al reaccionar un volumen de nitrógeno(gas) con 3 volúmenes de hidrógeno (g) se obtienen 2 volúmenes de amoniaco (g) en las mismas condiciones de P y T. Deduce la fórmula del amoniaco. 13. A partir de 2 volúmenes de CO(g) y 1V de oxígeno(g) se obtienen 2 volúmenes de un gas. Fórmula de ese gas?. 14. Con 2 volúmenes de N 2 (g) y 5 V de oxígeno(g) se obtienen 2 volúmenes de un gas Fórmula?. 15. Se desprende una burbuja de gas de 2 mm3, del fondo de un pantano; la temperatura en el fondo del pantano de 8 C y la presión de 5 atmósferas. Determinar el volumen de esa burbuja de gas cuando vaya a llegar a la superficie del pantano, si la temperatura del agua es de18 C y la presión es de 1 atmósfera. 16. Cuál es la respuesta correcta?. El ozono es un isótopo del oxígeno. El ozono es una sustancia pura compuesta del oxígeno. El ozono es una sustancia simple. 15. El óxido nítrico (NO) se combina con oxígeno (O 2 ) para dar dióxido de nitrógeno (NO). Los volúmenes de combinación son: óxido nítrico + oxígeno dióxido de nitrógeno 2V + 1V 2V A partir de 40 ml de óxido nítrico se han obtenido 20 ml de óxido de nitrógeno. Qué volumen de oxígeno ha reaccionado?. Qué gas estaba en exceso y cuanto?. Cómo se cumple la Ley de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro? Indica en qué relación se encuentra el número de moléculas y ajusta la reacción. 16. Un ácido arsénico está constituido por 1,5 % de hidrógeno, 56,4 % de arsénico y 42,1 % de oxígeno. Halla la fórmula de ese ácido. 18. Explica cómo calculas el número de moléculas a partir de: a) la mas de una sustancia. b) el número de moléculas. b) el volumen molar en c.n. d) la ecuación general de los gases. 19. Una disolución al 15 % en masa indica que hay El paracetamol tiene la siguiente composición centesimal: 63,57 % de carbono; 5,96 % de hidrógeno; 9,27 % de nitrógeno; el resto de oxígeno. Si su masa molecular es 151, determina la fórmula molecular del paracetamol. 21. Si la densidad del oro es de kg/m 3, determina: a. Los átomos que hay en un pan de oro de 1 dm 2 de superficie y 0,001 mm de grosor. b. Los moles de átomos de oro. Leyes fundamentales de la Química. jgo -9-

10 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 10 PROBLEMAS. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA. Entrega 1 Alumno:.. nº.. җ = = 1. Halla la fórmula molecular de un compuesto que contiene 53,3 % de S, el 20 % de C y el 26,7 % de O, si 75 ml de ese compuesto gaseoso medido a 22 ºC y 700 mm Hg de presión tienen una masa de 0,171 g. 2. Con 2 V de hidrógeno y 1 V de CO se ha obtenido 1 V de un gas Fórmula de ese gas?. 3. Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 7,5 g de ese compuesto se obtienen 11 g de dióxido de carbono y 4,5 g de agua. Determina la fórmula empírica de esa sustancia. 4. Sabiendo que en el sulfuro de hierro la proporción de azufre y de hierro es de 5 g de azufre por cada 8,75 de hierro. cuáles serán las masas de ambos que hay que combinar para obtener (10җ+ )Kg de sulfuro de hierro? 5. Un recipiente cerrado de (300+10җ) ml contiene dióxido de carbono (CO 2 ) a 1+0,2 atm y 27 ºC. Calcula: a) la cantidad de dióxido de carbono. b) La densidad del gas. c) Los moles de dióxido de carbono que salen del recipiente al abrirlo, si la presión exterior es de 1,0 atm y no varía la temperatura. d) La densidad del gas remanente. 6. La formula molecular de la morfina es C 17 H 19 NO 3 Calcula: a) cuántos átomos hay en la molécula b) cuántos átomos de carbono hay en 10+ mg de morfina. 7. Cuántos gramos de oxígeno habrá en 2+0,1 moles de Ag 2 O?. Masa atómica: Ag= 108 ; O=16 Sol=32g 8. Tenemos un pistón móvil de 10+ litros de capacidad lleno de aire. Al calentarlo, el pistón se expande hasta 19+җ litros. Razona las siguientes cuestiones: Ha variado el número de moléculas de aire?. Ha variado el número de moles de aire?. Ha variado la densidad? 9. Partiendo de la ecuación general de los gases calcula: Los g de oxígeno que hay en 1+0 1җ m 3 de aire a 27 ºC y 1 atm si el porcentaje en volumen del oxígeno en el aire es de %. La masa molecular de cierto gas si 2+ L del mismo a 47ºC y 0,65 atm contienen 0,793 g. La presión que ejercen 0,4 g de hidrógeno (H 2 ) en una bombona de 16+ l a la temperatura de 17ºC. 10. Se mezclan 5 g de oxígeno con 10+ g de cloro en un reactor de 5 l y se calienta a 573 K. Cuál será la presión total y la parcial de cada componente?. 11. Cuando se encuentra a 75 ºC y 0,842 atm, la densidad del gas butano es 1,71 g/l. Calcula su masa molar. 12. La aspirina es una analgésico muy conocido por todos. Su composición, al analizar 1 g de aspirina comercial, es la siguiente: 0,6 g de carbono; 0,044 g de hidrógeno; el resto oxígeno. Determina las fórmulas empírica y molecular de la aspirina si su masa molecular es Se prepara una disolución disolviendo 20+0,1.җ g de cloruro de potasio (KCl) en un litro de agua. Si la densidad de esta disolución es de 1+0,02.җ g/cm 3 y la densidad del agua es 1,00 g/cm 3, calcula la molaridad de la disolución. 14. Calcula la composición centesimal de la molécula de eteno (C 2 H 6 ). 15. Se echa 50+җ gramos de hidróxido de potasio en un litro de agua. Cuáles la fracción molar de soluto?. 16. Se echan җ ml de ácido nítrico de densidad 1'6 gr/ml en agua hasta tener medio litro de disolución. Determina: M y la fracción molar del ácido. Suponer que para preparar la disolución se echaron 496 ml de agua. 17. Determine la masa de hidróxido de sodio (NaOH) comercial, de pureza 90+җ % necesaria para preparar ml de disolución 1,25 molar. Indique el material y el procedimiento para preparar dicha disolución. Masas atómicas. A(Na) = 23; A(O)= 16; A(H)= Cierto ácido sulfúrico comercial indica en su etiqueta que su concentración centesimal es de 90+0 l % y su densidad 1,85 g/ml. Determinar: a) La molaridad y la molalidad del ácido comercial. b) El volumen de ácido comercial necesario para preparar 250 ml de disolución 0,75 M. DATOS:A(S)=32; A(O)= Determine el volumen de ácido clorhídrico comercial, de densidad 1,2 g /ml y pureza el җ %, que hay que tomar para preparar 250 ml de disolución 0,3 M Determina la molaridad y la fracción molar de una disolución de ácido nítrico (HNO 3 ) comercial de densidad 1,4 g/ml y concentración el 60+ %. Qué volumen de la anterior disolución debemos tomar para preparar 250 ml de disolución 0,5 M? DATOS Masas atómicas. A(N)=14; A(O)=16; A(H)=1 FECHA LIMITE DE ENTREGA DE ESTOS EJERCICIOS DÍA... Leyes fundamentales de la Química. jgo -10-

11 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 11 MAGNITUDES FÍSICAS MÁS IMPORTANTES Y SU UNIDAD EN EL S.I. Magnitud Fórmula Ec.dimen. Unidad Otras unidades MAGNITUDES FUNDAMENTALES. Longitud. e,d,l L m (metro) Km=1000m, cm=0 01 m, mm, dm. Masa. m M Kg(Kilogramo) kg=1000 g; Tm=1000 Kg Tiempo. t T s (segundo) hora = 3600 s. Temperatura. T K (Kelvin) Intensidad I I A (Amperio) de corriente. Cantidad de sustancia Intensidad luminosa mol candela MAGNITUDES DERIVADAS. Superficie S 2 L 2 m 2 dm 2, cm 2, mm 2 Volumen V L 3 m 3 1 m 3 =1000 litros. 1 litro=dm 3 Velocidad e v = t L.T -1 m.s -1 Km/h Aceleración v vo a = LT -2 m.s -2 t Fuerza y peso F=m.a MLT -2 N (Kg.m.s 2 ). 1 Kp (kilopondio)=9 8 N Peso=m.g Dina = g.cm/s 2 Trabajo r W= F r. ML 2 T -2 J (Julio=N.m) ergio= dina.cm kw.hora = julios 1 2 Energía cin. Ec= mv 2 J (Julio) Kp.metro=9 8 N.m=9 8Julios potencial Ep=m.g.h J (Julio) 1 caloría = 4 18 julios Potencia Momento lineal W P = W (vatio=julio/s) Kw=1000 vatios. CV=735 vat t p r = m. v r MLT -1 Kg.m.s -1 Densidad Presión Peso específico m ρ = ML -3 Kg 3 Vol m F Pr = ML -1 T -2 N 2 S m Peso Pe = ML -2 T -2 N 3 Vol m 1 Kg/litro = 1 g/cc 1 Kg/litro = 1000 Kg/m; atm=1 033 Kp/cm 2 = N/m 2 Bar=10 6 barias; baria=dina/cm 2 TORR=1 mm de Hg=1333 barias Kp/litro Leyes fundamentales de la Química. jgo -11-

12 1º de Bachillerato. F y Q. Temas 10 y 11 del libro Leyes fundamentales de la Química. 12 Magnitud Fórmula Ec.dimen Unidad Otras unidades ángulo ϕ,θ - rad(radián) vuelta=360º=2*π radianes Velocidad angular ϕ ω = T -1 rad.s -1 r.p.m=2*π radianes/(60 s) t ω Aceleración angular α = T -2 rad.s -2 t Momento de una fuerza r M r r = F M.L 2.T -2 N.m r r r Momento angular L = p = r mv r r kg m 2 s -1 Intensidad de corriente I I A (amperio) Carga eléctrica. Q=I.t I.T C=A.s (Culombio=Amperio.segundo) Campo eléctrico: r r F E = M.L.T -3.I -1 N/C=V/m; (N/Culomb=voltio/metro) Q d.d.p ó tensión V=W/Q M.L 2.T -3.I -1 V (voltio=julio/culombio) Capacidad C=Q/V M -1.L -2.T 4.I 2 F(Faradio) µf=10-6 F; pf=10-12 F Resistencia R=V/I M.L 2.T -3.I -2 Ω(Ohmio=voltio/Amperio) Inducción magnética: F B = M.T -2.I -1 T(Tesla) I. l Flujo magnético: Ø= B r. S r M.L 2.T -2.I -1 Wb(Weber). 1 Weber=10 8 Maxwell. Coeficiente L=Ø/I M.L 2.T -2.I -2 H(Henryo). Autoinducción Excitación magnética H n. I = I.L -1 A-v/metro. (Amperio vuelta/metro) l Trabajo eléctrico: W=V.Q=V.I.t M.L 2.T -2 J (Julio) Potencia eléctrica: P=W/t=V.I M.L 2.T -3 W (vatio). Leyes fundamentales de la Química. jgo -12-