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ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA QUÍMICA

5. Mezcla de gases. Presiones parciales

COMPOSICIÓN EN VOLUMEN DE UNA MEZCLA DE GASES. La emplearemos cuando nos den o pidan cuánto porcentaje (%) de cada elemento hay en el compuesto: V1 n1 ___ = ___ = X1 VT nT

Esta ley de las presiones parciales la propuso Dalton. Se puede expresar de 2 maneras distintas

p1 = pT x X1

p1 n1 ___ = ___ = X1 pT nT *Siendo T la presión/moles totales *Siendo x1 la FRACCIÓN MOLAR de el componente 1. Representa la proporción del número de partículas de éste (que en la mayoría de enunciados suele ser el soluto).

Son aquellos cálculos que nos presentan en un mismo recipiente (con el mismo volumen y a la misma temperatura) la mezcla de varios gases. Éstos ejercen diferentes presiones, por ello debemos sumarlas

4. Ecuación de estado de los gases ideales

DENSIDAD DE UN GAS IDEAL (d): p x M _____ R x T

DATO --- Volumen molar del gas en condiciones normales: Cuando tengamos a 1atm de presión y 0ºC (273K) de temperatura 1 mol de gas SIEMPRE ocupará 22'4L de volumen

ECUACIÓN: p x V = n x R x T valor R = 0'082 atm x L/ mol x K será la constante que obtendremos SIEMPRE al calcular 1 mol de cualquier gas

RECORDATORIO: Los gases ideales son todos aquellos que cumplen las 3 leyes

3. Leyes de los gases

LEY DE CHARLES: presión constante V1/T1 = V2/T2

LEY DE GAY - LUSSAC: volumen constante p1/T1 = p2/T2

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES: Podemos calcular cualquiera de estos valores con una simple fórmula p1 x V1 = p2 x V2 ______ ______ T1 T2

LEY DE BOYLE - MARIOTTE: temperatura constante p1 x V1 = p2 x V2 *En este caso puede ser que el enunciado nos dé la temperatura en ºC, dato que no nos importa ya que en esta fórmula no trabajamos con ella

UNIDADES: El volumen se mide en m3, L ó mL La temperatura se mide SIEMPRE en K La presión se mide en atm ó mm de Hg

2. Cantidad de sustancia. Fórmula empírica y molecular

LA FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS: Fórmula empírica: indica la proporción en la que se combinan sus átomos Fórmula molecular: indica exactamente cuántos átomos hay de cada elemento, sin simplificar. Para calcularla necesitaremos que el enunciado nos informe de la masa molar del compuesto.

Ejemplo: 0'36g de óxido de plata (0'34g de plata + 0'025g de oxígeno) FÓRMULA EMPÍRICA: masa atómica plata = 107'9g masa atómica oxígeno = 16g Plata: 1 mol -- 107'9g 0'00315 mol -- 0'34g Oxígeno: 1mol -- 16g 0'00156 mol -- 0'025g Ahora que tenemos los moles de cada elemento, simplifico para averiguar cómo quedaría la fórmula del compuesto: Ag 0'00315 O 0'00156 (divido entre el más pequeño) Ag2O FÓRMULA MOLECULAR: Nos dicen que la masa molar de un compuesto es de 92'02g. Tiene un 30'45% de Nitrógeno y un 69'55% de Oxígeno. Para saber cuántos moles comparten, aplicamos la siguiente fórmula: n = masa molar/masa atómica del compuesto n = 92'02g/mol / (14'01 + 16 x 2) g/mol n = 92'02 / 46'01 n = 2 Ahora, sabemos que el oxígeno SIEMPRE pasa un 2, más estos moles la fórmula quedaría así: N2x2 O2 N4O2

EL MOL: Es la cantidad de sustancia cuya masa en gramos (g) coincide con su masa atómica (u) Avogadro pudo comprobar que el mol de cualquier sustancia tiene el mismo nº de moléculas: NA = 6'022 X 10^23 ¿Esto qué significa? 1 mol de ÁTOMOS = 6'022 x 10^23 ÁTOMOS 1mol de un COMPUESTO = 6'022 x 10^23 MOLÉCULAS (por cada átomo del elemento)

MASA MOLECULAR RELATIVA: Masa de un átomo = suma de las masas de sus partículas (protones, neutrones y electrones) Unidad de masa atómica: 1u = 1'6605 x 10^-27 kg Por lo tanto, MASA MOLECULAR RELATIVA = MASA ATÓMICA RELATIVA DE UN COMPUESTO DE CADA UNO DE SUS ELEMENTOS

Ejemplo: M(H20) = (1'008 x 2) + 16'00 M(H20) = 18'016 g

1. Leyes fundamentales de la química

LEYES VOLUMÉTRICAS > Teoría atómico-molecular: Exclusivamente aplicadas a los gases. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN: los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los de los productos están relacionados con números enteros. Estos gases se encuentran bajo la MISMA temperatura y presión. HIPÓTESIS DE AVOGADRO: confirma la ley de los volúmenes de combinación pero de una forma que resultan más fáciles de interpretar las estructuras de las sustancias. "En iguales condiciones de PRESIÓN y TEMPERATURA, el mismo volumen pero de diferentes gases contendrán el mismo nº de partículas" NA =6'022 x 10^23

LEYES PONDERALES: LEY DE LAVOISIER: publicó la Ley de la conservación de la materia: "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma" Por ello, en una reacción química: suma de las masas de los reactivos = suma de las masas de los productos LEY DE PROUST: publicó la Ley de las proporciones definidas: Cuando dos o + elementos se junten para formar un mismo compuesto, lo harán en masa constante. LEY DE DALTON: publicó la Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se junten para formar 1 o + compuestos, las cantidades de un elemento se combinarán con una cantidad fija establecida del otro elemento y guardarán entre ellos una relación de números enteros. Su teoría atómica está inspirada en Demócrito.

DEFINICIÓN QUÍMICA: es la ciencia que estudia cómo se comportan las sustancias y cómo se transforman unas en otras

9. Análisis de sustancias. Espectroscopía y Espectrometría

Espectroscopía: técnica que permite analizar una sustancia para concretar su elemento químico

Término Espectro- : conjunto de frecuencias que componen una radiación electromagnética (luz) *Onda: movimiento vibratorio extendido en el espacio.

8. Propiedades coligativas

1. DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN 2. ASCENSO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN 3. DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR 4. PRESIÓN OSMÓTICA

Son aquellas propiedades que dependen exclusivamente de la concentración de soluto que hay en la disolución.

7. Solubilidad

Es el valor que toma la concentración de una sustancia en su disolución saturada

La solubilidad de los gases en un líquido aumenta con la presión.

La solubilidad de los gases en los líquidos disminuye a medida que aumente la temperatura.

La solubilidad de los sólidos en agua aumenta con la temperatura.

3 tipos de disolución

SATURADA: Cuando ya no se puede disolver más soluto

CONCENTRADA: Hay mucho soluto

DILUIDA: Hay poco soluto

6. Disoluciones. Magnitudes asociadas

CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN -- Nos pueden preguntar el: PORCENTAJE EN MASA > masa soluto /masa disolución x 100 PORCENTAJE EN VOLUMEN > volumen soluto/ volumen disolución x 100 CONCENTRACIÓN EN MASA > masa soluto /volumen disolución MOLARIDAD > cantidad soluto (mol) /volumen disolución (L) MOLALIDAD > cantidad soluto (mol) /masa disolvente (kg) FRACCIÓN MOLAR DEL SOLUTO > cantidad soluto (mol)/cantidad disolución (mol)

SÍMBOLO: % en masa % en volumen Concentración en masa M m Xs

Una disolución es una mezcla homogénea. Formada por: DISOLVENTE: componente que está en mayor proporción. Se puede encontrar en cualquier estado físico. SOLUTO: componente que está en menor proporción. Se puede encontrar en cualquier estado físico.