La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo carbono-12.

Transcripción

1 Conceptos básicos La masa de los átomos se mide en unidades de masa atómica (u) La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo carbono g de carbono-12 contienen 6, (número de Avogadro) átomos, teniendo esto en cuenta podemos deducir la equivalencia entre unidades de masa atómica y gramos: 1 u = 1 / g / 6, = 1, g Es decir una unidad de masa atómica equivale a 1, kg La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la masa atómica de sus isótopos. (Decimos media ponderada porque hay que tener en cuenta la abundancia de cada isótopo) Ej. El cloro natural esta formado por un 75% de cloro-35 y un 25% de cloro-37. Teniendo en cuenta que la masa de esos átomos es muy próxima a 35 y 37 u respectivamente la masa atómica del cloro será: M = / 100 = 35,5 u Un mol de átomos o moléculas es una cantidad de sustancia que contiene 6, moléculas. átomos o Ej Un mol de CO 2 es una cantidad de dicha sustancia que contiene 6, moléculas de CO 2. Sabiendo que la masa atómica del C es 12 y la del O 16 calculamos que la masa molecular del CO 2 es 44 u Teniendo en cuenta lo anterior sabemos que un mol d CO 2 son 44 g, es decir la masa molar del CO 2 es 44 g/mol. Ejercicio: Calcula cuantas moléculas y cuantos átomos de H hay en 1 g de amoniaco. 3, moléculas y 1, átomos de H Las fórmulas empíricas solo nos dan la proporción entre los distintos átomos que forman un compuesto, la fórmula molecular nos informa de cuantos átomos de cada elemento hay en la molécula. Ej El butano tiene fórmula molecular C 4 H 10 y fórmula empírica C 2 H 5 Composición centesimal. Conocidas las masas atómicas de los elementos que forman un compuesto y su fórmula es sencillo determinar su composición centesimal: Ej H 2 O M = = 18 u 2/ = 11,1% de H 16/ = 88,9% de O

2 Si conocemos la composición centesimal podemos calcular la fórmula empírica y si además conocemos la masa molar podemos determinar la fórmula molecular: Un compuesto contiene 25% de H y 75% de C determina su fórmula molecular sabiendo que su masa molecular es 16 Para ello determinamos los moles de átomos de cada elemento que hay en 100 g de ese compuesto: 25/1 = 25 de H y 75/12 = 6,25 de C Dividimos las dos cantidades por la menor y obtenemos así la relación entre los átomos: 25/6,25 = 4 de H 6,25/6,25 = 1 de C Es decir hay 4 átomos de H por cada átomo de C por ello la fórmula empírica es CH 4 Como la masa molecular es 16 sabemos que la fórmula molecular es CH 4 (metano) Leyes de los gases Ley de Boyle a P = cte PV = cte Ecuación de estado Ecuación de Clapeyron o Ecuación de los gases ideales Ley de Gay-Lussac a V = cte P/T = cte Ley de Charles a P = cte V/T = cte Un mol de cualquier gas ocupa en CN (Condiciones normales, 0ºC y 1 atm) 22,4 L R = 0,082 atm L / mol K = 8,314 J / mol K Calcula la densidad del CO 2 en condiciones normales. Como un mol en CN ocupa 22,4 L => D = m/v = 44 g/22,4 L = 1,96 g/l Calcula la densidad del H 2 a 2,3 atm y 50 ºC P V = n R T => P V = (m/m) R T => m/v = P M / RT => D = P M / RT D = 2,3 2 / 0,082 (50+273) = 0,17 g/l Calcula el número de moléculas que hay en 200 ml de N 2 a 750 mmhg y 25 ºC P V = n R T => n = 0,0081 => 4, moléculas Disoluciones La concentración de una disolución mide la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución. Según la concentración las disoluciones pueden ser: Concentradas Diluidas Saturadas Concentración alta Concentración baja Si a determinada temperatura la concentración es máxima.

3 Formas de expresar la concentración de las disoluciones Además de las formas sencillas ( %en masa de soluto, % en volumen de soluto y gramos de soluto por cada litro de disolución) en química se utilizan otras formas de medir la concentración de una disolución, entre ellas: Molaridad nº de moles de soluto/ Volumen, en L, de disolución M = n s / V Molalidad nº de moles de soluto / masa, en kg, de disolvente m = n s / m d Fracción molar de soluto nº de moles de soluto / nº de moles de disolución X s = n s / n s + n d Ejercicios: Calcula la fracción molar de una disolución que contiene 30 g de alcohol etílico y 110 g de agua. Xs = 0,096 Calcula la molaridad de una disolución que contiene 200 g de ácido sulfúrico en 1200 ml de disolución. 1,7 M Calcula la molaridad de una disolución de sal común del 5 % en peso si su densidad es 1,1 g/ml 0,94 M Calcula la fracción molar de una disolución de NaOH del 10/% en peso. Xs = 0,048 Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos En las reacciones químicas los átomos que en los reactivos forman ciertas agrupaciones se reordenan dando lugar a otras agrupaciones distintas, los productos. En las reacciones químicas la masa se conserva (Ley de Lavoisier), lo mismo ocurre con el número de átomos de cada elemento. Cuando se escribe una ecuación química hay que usar unos coeficientes que ajusten la reacción de modo que se cumpla lo antes dicho, esos números se llaman coeficientes estequiométricos y son útiles para hacer cálculos sobre la cantidad de reactivo que se necesita o la cantidad de producto que se puede obtener. A parte de los coeficientes necesitaremos conocer, en muchos casos, las masas atómicas de los elementos de la reacción.

4 Ejemplo: Vamos a calcular los litros de CO2 medidos en CN que se desprenden al quemar 1 kg de metano. Lo primero que haremos es escribir y ajustar la reacción: Luego hacemos los cálculos estequiométricos necesarios: 10 3 g CH 4 1 mol CH 4 / 16 g CH 4 1 mol CO 2 / 1 mol CH 4 22,4 L CO 2 / 1 mol CO 2 = 1400 L de CO 2 Está señalado en rojo el factor de conversión en el que se ha utilizado la estequiometría de la reacción. A parte de lo repasado es conveniente que repases la formulación inorgánica. Al final del libro de primero en la pag. 355 tienes un anexo de formulación y nomenclatura. Ejercicios: 1. El elemento oxígeno se compone de tres isótopos cuyas masas son de 15,995; 16,999 y 17,999. Las abundancias relativas de estos tres isótopos son de 99,76; 0,04 y 0.20, respectivamente. A partir de estos datos calcule la masa atómica media del oxígeno. 2. Indique la fórmula empírica de un compuesto si una muestra contiene 52,2 por ciento de C, 13,0 por ciento de H y 34,8 por ciento de O en masa. 3. Con base en la fórmula estructural siguiente, calcule el porcentaje de carbono presente. (CH 2 CO) 2 C 6 H 3 (COOH) 4. Una muestra de glucosa C 6 H 12 O 6, contiene 4.0 x átomos de carbono. Cuántos átomos de hidrógeno y cuántas moléculas de glucosa contiene la muestra? 5. Cuál es la fórmula molecular de un compuesto de fórmula empírica CH y masa molar 78 g/mol 6. Cuál es la masa en gramos de mol de sacarosa, C 12 H 22 O 11? 7. Determine el peso formular aproximado del compuesto siguiente: Ca(C 2 H 3 O 2 ) 2 8. Ajuste la siguiente ecuación: CaCO 3 (s) + HCl (aq) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O (l)

5 9. Escriba la ecuación ajustada de la reacción que se produce cuando se calienta nitrato de potasio sólido y éste se descompone para formar nitrito de potasio sólido y oxígeno gaseoso. 10. Ajuste la siguiente ecuación: C 6 H 14 O + O 2 CO 2 + H 2 O 11. Ajuste la siguiente ecuación: Mg 3 N 2 + H 2 O Mg(OH) 2 + NH Cuántos gramos de H 2 O se forman a partir de la conversión total de 32 g O 2 en presencia de H 2, según la ecuación 2H 2 + O 2 2H 2 O? 13. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: C 2 H 5 OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O Cuántos moles de CO 2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C 2 H 5 OH? 14. Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide ajustar la reacción.) Mg + N 2 Mg 3 N El CO 2 que los astronautas exhalan se extrae de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH: CO 2 + 2KOH K 2 CO 3 + H 2 O Cuántos kg de CO 2 se pueden extraer con 1 kg de KOH? 16. La fermentación de glucosa, C 6 H 12 O 6, produce alcohol etílico, C 2 H 5 OH, y dióxido de carbono: C 6 H 12 O 6 (ac) 2C 2 H 5 OH(ac) + 2CO 2 (g) Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10 g de glucosa? 17. El carburo de silicio, SiC, se conoce por el nombre común de carborundum. Esta sustancia dura, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara calentando SiO 2 y C a temperaturas elevadas: SiO 2 (s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO 2 y 4.50 g de C? (Aviso, es un problema de reactivo limitante) 18. Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata con 7.73 g de cloruro de aluminio? (No olvide ajustar la reacción). AgNO 3 + AlCl 3 Al(NO 3 ) 3 + AgCl 19. Cuando se prepara H 2 O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4.6 mol de hidrógeno y 3.1 mol de oxígeno, cuántos moles de agua se pueden producir y qué permanece sin reaccionar? 20. Indique la concentración de cada ion o molécula presente en una solución de CaBr M 21. Qué volumen de solución M de HClO 4 se necesita para neutralizar ml de NaOH M?

6 22. Cierto volumen de una solución 0.50 M contiene 4.5 g de cierta sal. Qué masa de la sal está presente en el mismo volumen de una solución 2.50 M? 23. Se prepara una solución mezclando 30 ml de HCl 8 M, 100 ml de HCl 2 M y agua suficiente para completar 200 ml de solución. Cuál es la molaridad del HCl en la solución final? 24. El ácido acético puro es un líquido con una densidad de g/ml a 25 C. Calcule la molaridad de una solución de ácido acético preparada disolviendo ml de ácido acético a 25 C en agua suficiente para completar ml de solución. Soluciones 1 15,999 2 C 2 H 6 O 3 64, átomos de H y 6, moléculas de glucosa 5 C 6 H g CaCO HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O 9 2 KNO 3 (s) 2 KNO 2 (s) + O 2 (g) 10 C 6 H 14 O + 9 O 2 6 CO H 2 O 11 Mg 3 N H 2 O 3 Mg(OH) NH g 13 6 mol 14 24,1 g 15 0,39 kg 16 5,1 g 17 2 g 18 3,5 g 19 Se obtienen 4,6 mol de agua y sobran 0,8 mol de oxígeno 20 [Ca 2+ ] = 0,25 M; [Br - ] = 0,5 M ml 22 22,5 g 23 2,2 M 24 1,75 M