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5. LA MASA MOLECULAR

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MOL de átomos = cantidad de átomos de un mismo elemento que caben en un átomo de carbono-12.

7.- SOLUBILIDAD

GASES Y PRESIÓN

La solubilidad aumenta cuando aumenta la presión.

Ley de William Henry

c = k*p

c = solubilidad del gas p = presión que ejerce el gas y que está en contacto con el líquido k = parámetro variable dependiente del gas, líquido y la temperatura.

GASES Y TEMPERATURA

La solubilidad disminuye cuando aumenta la temperatura.

La solubilidad de una sustancia es la concentración de su disolución saturada, es decir,

ALTA: admite gran cantidad de soluto

BAJA: admite poca cantidad de soluto

SÓLIDOS Y TEMPERATURA

La solubilidad aumenta cuando aumenta la temperatura.

Expresada en g/100ml o en g/L (De agua)

6.- DISOLUCIONES Y MAGNITUDES ASOCIADAS

DISOLUCIÓN

PROPIEADES

DENSIDAD

(masa soluto + masa disolvente)/volumen disolución

Tanto en sustancias puras como en mezclas

CONCENTRACIÓN

UNIDADES QUÍMICAS

FRACCIÓN MOLAR (x)

nº moles soluto/(nº moles soluto+nº moles disolvente)

MOLALIDAD (m)

nº moles soluto/masa(Kg) disolvente

MORALIDAD (M)

nº moles soluto/ volumen(L) disolución

UNIDADES FISÍCAS

CONCENTRACIÓN EN MASA

(masa soluto/vlumen disolución)

(SI)➡ (Kg/m3)

PORCENTAJE EN VOLUMEN

(volumen soluto/volumen disolución)*100

PORCENTAJE EN MASA

(masa soluto/masa disolución)*100

PROPIEDAD INTENSVA: cualquier "porción" de disolución➡ misma concentración.

Proporción en la que se encuetra el soluto y el disolvente

SATURADA: no admite más cantidad de soluto

DILUIDA: baja proporción de soluto

CONCENTRADA: alta proporción de soluto

Mezcla homogénea➡ TODAS las "porciones" de disolución tienen la misma composición y propiedades.

Soluto: componente con - proporción (Pueden haber más de 1)

Disolvente: componente con + proporción (Solo hay uno)

Deben estar en el mismo estado

5.- MEZCLA DE GASES. PRESIONES PARCIALES

Seegún Avogadro en la misma cantidad de volumen y con la misma temperatura y presión, todos los gases tiene el mismo nº de partículas.

La proporción de volumen coincide con la proporción de partículas.

V1/VT = n1/nT = x1

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES

En una mezcla de gases la presión total es igual a la suma de las presiones parciales de cada coponente, es decir, la presión total que ejercería ese componente con el mismo volumen y temperatura.

pT = p1+p2+p3...+pn

p1 = x1*pT

x1= fracción molar: número comprendido entre el 0 y el 1 que representa la proporción de partículas de ese componente en la mezcla.

4.- ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

NOTA: Los gases ideales son aquellos que cumplen las 3 leyes de los gases➡TODAS

Densidad de un gas ideal

d = (p*M)/(R*T)

NOTA: Volumen molar = 22,4 L

Volumen que ocupa un mol de cualquier gas cuando p = 1atm y T = 273K

NOTA: CONDICIONES ESTANDAR P=105 pa = 1atm y T = 273K

Relaciona las 3 magnitudes de un gas, con la cantidad de gas en moles.

TEMPERATURA➡ K

VOLUMEN➡ L

PRESIÓN➡ atm

pV = nR*T

R = 0,082 atm*L/(mol*K)

Ecuación general de los gases ideales

Relaciona las 3 magnitudes de un gas en estado inicial con las 3 magnitudes del gas en otro estado distinto.

(p1 *V1)/T1 = (p2*V2)/T2

TEMPERATURA expresada en kelvin

3.- LEYES DE LOS GASES

Cuando un gas experimenta transformaciones de PRESIÓN cte., el cociente entre la TEMPERATURA y el VOLUMEN se mantiene cte.

V/T = cte

Ley de Gay-Lussac

Cuando un gas experimenta transformaciones de VOLUMEN cte., el cociente entre la PRESIÓN y el TEMPERATURA se mantiene cte.

P/T = cte

Ley de Boyle-Mariotte

Cuando un gas experimenta transformaciones de TEMPERATURA cte., el producto de la PRESIÓN y el VOLUMEN se mantiene cte.

p*V = cte

Para ello es necesario medir su VOLUMEN, TEMPERATURA Y PRESIÓN

PRESIÓN: (SI)➡ Pa, atm o mm de Hg

NOTA: 1 atm = 1,013*105 Pa / 1 atm = 760 mm de Hg

VOLUMEN: (SI)➡m3 ,L o ml

NOTA: 1 m3 = 103 L

TEMPERATURA: (SI)➡ K ºC

NOTA: 0K = 273ºC

2.- CANTIDAD DE SUSTANCIA. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS

FÓRMULA MOLECULAR: indica cuántos átomos de cada elemento hay en una molécula de ese compuesto.

FÓRMULA EMPÍRICA: indica la proporción en la que se combinan sus átomos (expresada con números enteros sencillos)

COMPARACIÓN CENTESIMAL DE SUSTANCIAS

Indica el tanto por ciento en masa de los elementos que la componen. Se obtiene comparando la masa de cada elemento con la masa total y multiplicando por 100.

NOTA: Los comuestos iónicos NO forman moléculas ➡ SIEMPRE fórmula empírica. Hay otros que son fórmula empírica y molecular a la vez ➡ H2O (Libro pag.32)

Los átomos y moléculas son cantidades de sustancias muy pequeñas

Necesidad de una unidad mayor y más manejable

MOL (Magnitud de cantidad de sustancia) (Libro pag.30)

Nº de AVOGADRO = nº de partículas que hay en un MOL ➡ 6.022*1023

MOL de un compuesto = su masa molecular relativa en gramos

Masa de un MOL = su masa atómica relativa en gramos

La masa de un átomo = mprotones + melectrones+ mneutrones ➡ mcarbono-12 = 12 ➡ mcarbono-12 / 12 = 1

[

Las mas son RELATIVAS porque guardan una relación con la doceava parte de la masa del carbono-12. (Libro pag.29)

MASA MOLECULAR RELATIVA: suma de las masas atómicas relativas de sus elementos.

MASA ATÓMICA RELATIVA: masa de los átomos que forman ese elemento con relación a la doceava parte de la masa del carbono-12.

Se toma como unidad la la masa del carbono-12 ➡ u = 1.6605*10-27 kg

1.- LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

LEYES VOLUMÉTRICAS

Estudian las reacciones químicas entre gases. Para estas sustancias es más fácil medir el volumen que la masa.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

En IGUALES condiciones de temperatura y presión, la misma cantidad de volumen para gases diferentes contiene el mismo número de partículas.

LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC)

En una reacción entre gases, el volumen de los REACTIVOS y los PRODUCTOS guardan una relación de números enteros sencillos. SIEMPRE que se midan con la misma temperatura y presión.

Gracias a Gay-Lussac y Avogadro se pudo complementar la teoría atómica de Dalton (Libro pag.28)

TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR

TODAS las moléculas de las SUSTANCIAS COMPUESTAS están formadas por átomos de 2 o más elementos distintos, guardando una proporción de números enteros sencillos.

TODAS las moléculas de las SUSTANCIAS SIMPLES están formadas por átomos IGUALES.

TODAS las moléculas de una misma sustancias son IGUALES Y DISTINTAS a la de otra molécula.

TODAS las sustancias están formadas por MOLÉCULAS ➡ unión de átomos iguales o diferentes.

TODOS los átomos de un elemento son IGUALES y DIFERENTES a los de otro elemento.

TODA la materia está formada ÁTOMOS

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Sirvió para explicar las leyes ponderales

En una reacción química los átomos se recombinan, permitiendo que las sustancias se TRANSFORMEN en otras.

En un compuesto químico los diferentes átomos se combinan guardando una relación de números enteros sencillos, formando "átomos de compuesto", iguales entre sí ➡ MOLÉCULAS

TODOS los átomos de un mismo elemento son IGUALES y DIFERENTES a los de otro elemento.

TODOS los elementos están formados por partículas muy pequeñas,indivisibles e indestructible ➡ ÁTOMOS

LEYES PONDERALES

Relacionadas con la masa de las sustancias que participan en una reacción química.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos se mantiene fija y guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (LEY DE PROUST)

Dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto determinado, SIEMPRE lo harán con una proporción en masa constante.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LEY DE LAVOISIER)

La materia no se crea ni se destruye, se TRANSFORMA. En una reacción química la masa de los REACTIVOS es igual a la masa de los PRODUCTOS.