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QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO. IES Ribera de Castilla TEMA 1 Pág 1

QUÍMICA 2º BACHILLERATO. Unidad 1 CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA Átomos y moléculas.

Partículas elementales. Leptones y quarks. Isótopos. Abundancia relativa. Iones. Aniones y cationes. La unidad de masa atómica (u). Masa atómica de un elemento.(M) Masa molecular. (M)

Mol. Nº de Avogadro. Masa molar (M).

Volumen molar. Leyes fundamentales de la Química. Ley de la conservación de la masa. Ley de las proporciones definidas. Ley de las proporciones múltiples. Fórmula empírica y molecular de un compuesto.

Composición centesimal. Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.

Leyes de los gases. Teoría cinética. Ley de los volúmenes de combinación de Gay-

Lussac. Hipótesis de Avogadro. Ecuación general de los gases ideales. Condiciones normales. Densidad de un gas. Mezcla de gases. Ley de Dalton de las presiones parciales. Gases recogidos sobre agua. Disoluciones. Clasificación. Según el estado físico. Disoluciones moleculares e iónicas. Según la cantidad de soluto. Saturación. Solubilidad. Curvas de solubilidad. Efecto de la temperatura. Disoluciones de sólidos en líquidos. Cristalización. Purificación de sustancias. Disoluciones de líquidos en líquidos. Disoluciones de gases en líquidos. Concentración. Centesimal ó % en peso. Centesimal ó % en volumen. Gramos por litro. Molaridad. M Molalidad. m Fracción molar. x Partes por millón. p.p.m. Propiedades coligativas. Dilución y mezcla de disoluciones. Preparación de disoluciones. Material de laboratorio. Soluto sólido. Sales hidratadas. Soluto líquido. Ecuaciones químicas. Cálculos estequiométricos. Ajuste de ecuaciones. Relación de moles, volúmenes y masas. Reactivos no puros. Rendimiento de una reacción. Reactivo limitante. Reacciones ácido–base: neutralización.

OBJETIVOS Cuando termines de estudiar (en este caso repasar) esta unidad, serás capaz de:

Determinar la masa atómica de un elemento a partir de las masas de sus isótopos.

Comprender el concepto de u.m.a. (u) y su equivalencia en gramos.

Diferenciar perfectamente masa atómica, masa molecular y masa molar y sus unidades.

Comprender el concepto de mol y realizar correctamente todos los cálculos: relación entre moles y gramos, cálculo del nº de átomos y de moléculas, aplicar el volumen molar a los gases, etc.

Conocer y aplicar los leyes de la química, sobre todo cuando se hace referencia a las proporciones de masas y de volúmenes.

Aplicar la ley general de los gases en las unidades tradicionales (atm, L) y en las del S.I.

En una mezcla de gases, calcular la presión parcial de cada uno, y relacionar ésta con la fracción molar y el % en volumen.

Resolver cualquier problema de disoluciones, siendo capaz de relacionar entre sí las distintas formas de expresar la concentración. P.e., conociendo la molaridad, calcular la molalidad, la fracción molar, el %, etc.

Calcular la nueva concentración cuando diluimos o mezclamos disoluciones de concentración conocida.

Calcular la molaridad de una disolución a partir de su densidad y su tanto por ciento en peso.

Conocer el procedimiento y el material de laboratorio necesario para preparar cualquier disolución a partir de un producto concentrado sólido o líquido del que nos dan la riqueza y la densidad.

Realizar todo tipo de cálculos con reacciones químicas, en especial el ajuste de éstas, determinación de las cantidades de reactivos y productos, determinación del reactivo limitante, y cálculo del volumen cuando alguno de los productos sea gas. Determinar el volumen de aire necesario para obtener una cantidad de oxígeno puro.

Combinar la relación de moles con los volúmenes y concentraciones de los reactivos y productos.

Conocer el rendimiento de un proceso químico y cómo influye éste en las cantidades de productos.

Determinar la cantidad necesaria de un reactivo cuando éste no es puro y nos dan su riqueza.

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DISOLUCIONES La concentración es la relación entre la cantidad de soluto y de disolvente. Cuando la concentración se refiere al total en masa o en volumen de la disolución, la cantidad de soluto se obtiene multiplicando la concentración por la cantidad total de disolución:

Cantidad de soluto = Concentración x Cantidad de disolución Esta fórmula se utiliza con distintas unidades dependiendo del tipo de concentración que estemos utilizando en cada caso.

Referidas a la masa de disolución:

C. centesimal o % en masa

%soluto disolución

Cm .m

100

Referidas al volumen total de disolución:

C. centesimal o % en volumen (%V) ( º ), grados, en el caso del alcohol)

%soluto disolución

CV . V

100

C. en gramos por litro (g/L)

soluto g/L disoluciónm C . V

C. molar o molaridad (M o mol/L)

soluto disoluciónn M. V

Referidas a la masa de disolvente:

C. molal o molalidad (m o mol/kg)

soluto disolvente (enkg)n m .m

Otras:

Fracción molar x (sin unidades)

soluto soluto totaln x .n disolvente disolvente totaln x .n

ppm (pueden ser en masa o en volumen)

ppmsoluto disolución6

Cm .m

10 ppm

soluto disolución6

CV . V

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QUÍMICA TEMA 10 Disoluciones. Angel Román Martín Pág 4

7. DILUCIÓN DE DISOLUCIONES.

Consiste en añadir disolvente para obtener una disolución de concentración menor.

Las fórmulas básicas son:

C1 V1 = C2 V2 para concentraciones que se refieren al volumen total

C1 m1 = C2 m2 para concentraciones que se refieren a la masa total

Las dos fórmulas anteriores se utilizan con todas las concentraciones excepto molalidad y fracción molar.

Ejemplo:

Se tienen 200 cm3 de una disolución de hidróxido de sodio 0,15 M y se añaden 100 cm3 de agua. ¿Cuál es la nueva concentración molar?

En este caso, la fórmula es:

M1 V1 = M2 V2

0,15 · 0,2 = M2 · 0,3 M2 = 0,1 M o 0,1 mol L−1

Observa que:

El producto n = M · V es el número de moles de soluto, que no varía aunque se aumente la cantidad de disolvente. Tampoco varía si se evapora el disolvente produciendo una disolución de mayor concentración.

En las fórmulas que son formalmente iguales en ambos miembros, el volumen V se puede utilizar en cualquier unidad, aunque lo recomendable es ponerlo en L

7a. MEZCLA DE DISOLUCIONES. Consiste en mezclar dos disoluciones de distinta concentración para obtener otra de concentración intermedia. Las fórmulas básicas son:

C · V = C1 V1 + C2 V2 para concentraciones que se refieren al volumen total

C · m = C1 m1 + C2 m2 para concentraciones que se refieren a la masa total

Las dos fórmulas anteriores se utilizan con todas las concentraciones excepto molalidad y fracción molar.

Ejemplo:

Se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,15 M de glucosa con 500 cm3 de otra disolución 0,4 M. ¿Cuál es la concentración de la nueva disolución obtenida?.

El volumen total es 700 mL o 0,7 L. La fórmula es:

M · V = M1 V1 + M2 V2

M · 0,7 = 0,15 · 0,2 + 0,4 · 0,5 M = 0,328 M o 0,328 mol L−1

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DISOLUCIONES. Un poco de todo

El ácido sulfúrico comercial contiene 98 partes de masa de ácido por cada dos partes de masa de agua. ¿Quién es el soluto?

El proceso de disolución de un

terrón de azúcar se puede acelerar triturando el azúcar y removiendo la disolución con un agitador. Explica por qué.

A 20°C en 100 cm3 de agua se disuelven: sulfato de bario 0,00023 g

carbonato de calcio 0,0013 g

cloruro de sodio 35,86 g

nitrato de plata 211,6g

azúcar (sacarosa) 200 g

clorato de potasio 6,6 g

ioduro de potasio 144 g

dicromato de potasio 204 g

nitrato de potasio 31,6g

Las grasas, aceites o alquitranes no se disuelven, apreciablemente, en agua, pero son muy solubles en líquidos, como el CCl4 (tetracloruro de carbono), éter etílico, benceno o gasolina, usados para quitar las manchas de grasa de la ropa.

El oxígeno se disuelve más en

agua fría que en caliente. Por eso, los peces tienen más oxígeno para respirar en aguas frías que en calientes.

Las bebidas carbónicas

constituyen un ejemplo habitual de disolución de un gas en un líquido, en donde el CO2 se disuelve en un líquido a una presión superior a la atmosférica. Al destapar una botella de gaseosa o coca-cola, la presión disminuye hasta la atmosférica y el gas se escapa burbujeando, formando la espuma que, a veces, arrastra al líquido. Las disoluciones gaseosas adquieren fácilmente la condición de sobresaturación, por lo que es necesario, en general, agitar el líquido para favorecer el desprendimiento del CO2.

El proceso de disolución de la sal común (NaCl) en agua, es análogo al del azúcar en agua, con la salvedad que en vez de moléculas de azúcar existen en disolución iones Na+ y Cl−, que en el proceso de disolución se separan en la masa del disolvente, de acuerdo con:

NaCl → Na+ + Cl−

La velocidad de disolución de una sustancia sólida en un disolvente crece con las siguientes acciones:

Pulverizando el soluto, al aumentar la superficie de contacto entre el soluto y disolvente.

Agitando, pues las partículas arrancadas se mueven más rápidamente, ocupando antes toda la disolución y dejando que las moléculas del disolvente actúen sobre otras partículas de soluto.

Aumentando la temperatura, que produce también una mayor movilidad de todas las partículas existentes, de soluto y disolvente.

¿Cuánto aumenta la superficie de un cubo de 1 dm3 si lo dividimos en cubos de 1 mm3? Investiga la relación de este efecto con los filtros de carbón activo y con los alvéolos pulmonares.

Un concepto es la rapidez de disolución de un soluto en un disolvente y otro bien distinto es la cantidad de soluto que se puede disolver en un disolvente dado para formar una disolución.

Las disoluciones se llaman también corrientemente soluciones.

Partes por millón (p.p.m.) En disoluciones con disolvente líquido, expresa los gramos de soluto por cada 106 g de disolución. Ejemplo: 10 p.p.m. equivalen a 10 mg de soluto por cada kilogramo de disolución. En disoluciones acuosas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Estas disoluciones son tan diluidas que su densidad es prácticamente igual a la del disolvente. Ejemplo: Una concentración de Fe en agua potable de 0,08 p.p.m. indica que hay 0,08 mg por cada litro de agua. En disoluciones entre gases, p.p.m. indica generalmente los volúmenes de soluto contenidos en 106 volúmenes de disolución. Ejemplo: La concentración de CO en la atmósfera un determinado día del año resultó ser de 10 ppm. Esto indica que había 10 L de CO por cada millón de litros de aire.

La contaminación de CO en un aparcamiento resultó ser de 60 p.p.m. ¿Cuántos gramos de CO había en un litro de aire? T = 20ºC

¡Atención!

Al diluir una disolución concentrada, en especial de ácidos o bases fuertes, suele liberarse una gran cantidad de energía en forma de calor, lo que puede provocar la vaporización de algunas gotas de agua al encontrarse con la disolución concentrada. Se pueden producir salpicaduras peligrosas. Una regla de seguridad consiste en verter siempre las disoluciones concentradas sobre el agua, de modo que ésta absorba el calor producido.

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U.D. 1 CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA MOLES 1. Razona brevemente si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) Un mol de O y un mol de O2 contienen el mismo número de átomos. b) Un mol de O, un mol de O2 y un mol de O3 tienen la misma masa. c) En un mol de hidrógeno gas hay 6’022 . 1023 átomos. 2 Una muestra de nitrato de calcio tiene una masa de 41 g. Determinar: S: 0,25: 9,033.1023; 0,25; 10,02; 2,72.10-22; 29,30 a) Los moles b) Los átomos de oxígeno. c) Los moles de nitrógeno (N2). d) Los gramos de calcio. e) La masa, en gramos de una sola molécula. f) Los gramos de nitrato de calcio necesarios para tener 5 g de N.


3. Calcular el nº de átomos de oxígeno que hay en 4,21 L de ozono , a –40 ºC y 0,002 mm Hg de presión. S: 1,047.1018

COMPOSICIÓN CENTESIMAL 4. La composición centesimal de un compuesto orgánico es 48,7% de C y 8,1% de H.

Determinar su fórmula molecular si 0,15 g de su vapor ocupan en C.N. 45 c.c. S: C3H6O2


GASES 5. Al quemar 2,34 g de un hidrocarburo, se han formado 7,92 g de CO2 y 1,62 g de

vapor de agua. La densidad de este hidrocarburo gaseoso es 0,82 g/L a 85 ºC y 700 mmHg.

a) Determina su fórmula molecular y de qué hidrocarburo se trata. b) Calcula el volumen de aire necesario para quemar los 2,34 g, medido a 85 ºC y

700 mmHg, sabiendo que la composición del aire es 21% de oxígeno, 78% de nitrógeno y el resto, otros gases que no participan en la reacción (Ar, CO2, …)

S: parte b) 34,1 L


6. Una forma de saber el CO2 que queda dentro de una bombona de éste gas, es midiendo su presión con un manómetro. Si la bombona tiene una capacidad de 30 L, y la presión inicial a 20ºC es 25 atm, ¿cuántos kg de gas se han gastado si la presión, medida a 30ºC ha bajado a 5 atm?. S: 1,108 7. Un litro de oxígeno pesa 1,42 g bajo condiciones normales. ¿Cuál será su

densidad, en Kg/m3 si su presión se eleva a 5 atm y su temperatura a baja a –100 ºC?

S: 11,27


8. En un recipiente cerrado de 2 litros de capacidad hay 3,5 g de oxígeno a 20 ºC. La presión exterior es de 740 mm Hg y la temperatura de 20 ºC. Si se abre el recipiente, ¿Entrará aire o saldrá oxígeno?. ¿Qué cantidad?

S: 0,91 9. Una mezcla de 2.1021 moléculas de nitrógeno y de 8.1023 moléculas de metano

ejerce una presión de 740 mm. ¿Cuál es la presión parcial del nitrógeno? S: 1,85 10. Una mezcla de 50,0 g de oxígeno y 60,0 de metano se colocan en un recipiente a

la presión de 600 mmHg. Calcular para cada uno de los gases: a) La presión parcial. b) El porcentaje en volumen. S: 176,4; 423,6; 29,4%, 70,6%;


11. Determina la masa molar aparente del aire, sabiendo que su composición en volumen es la siguiente: 78,03 % de nitrógeno, 21,00 % de oxígeno, 0.94 % de argón y 0,03 % de dióxido de carbono. Determinar también el porcentaje en peso de cada gas.

S: 28,96; 75,44%, 23,21%, 1,30%, 0,05% 12. Una mezcla de gases, a la presión de 1 atmósfera, está constituida por 18% de

hidrógeno, 24% de monóxido de carbono, 6% de dióxido de carbono y 52 % de nitrógeno en volumen. Determinar:

a) La masa molar aparente de la mezcla. b) La densidad de la mezcla en C.N. c) La presión parcial de cada componente, en mm de Hg. S: a) 24,28 b) 1,08 c) 136,8; 182,4; 45,6; 395,2


13. En una campana de recogida de gases, (tubo de cristal invertido inicialmente lleno de agua), se recoge hidrógeno sobre agua a 25ºC. El volumen de gas recogido es 55 cm3 y la presión 758 mm de Hg. ¿Cuál sería el volumen de gas seco medido en condiciones normales?.

Presión parcial del vapor de agua a 25 ºC, 23,8 mm de Hg S: 48,6 14. Se recoge nitrógeno sobre agua, a 25º C y 740 mm de Hg de presión. El volumen

total es de 16 litros. ¿Cuántos gramos de nitrógeno se han recogido?. S: 17,28


DISOLUCIONES 15. Se disuelven 150 g de etanol (d = 0,8 g/cm3) en agua hasta completar 0,5 litros de

disolución. Calcular la molaridad y la molalidad. S: 6,522 M; 10,434 m 16. El alcohol de farmacia tiene una composición centesimal en masa del 95% de

alcohol. Calcula las fracciones molares de cada componente y su composición centesimal en volumen. (d = 0,8 g/cm3). S: 0,881, 0,119; 96%


17. Una disolución de ácido acético del 10% en peso tiene una densidad de 1,055 g/cm3. Se desea saber:

a) La molaridad. b) La molalidad. c) Si añadimos 1 litro de agua a 500 cm3 de la disolución anterior, ¿cuáles son las

nuevas concentraciones en molaridad, molalidad y % en peso?. S: a) 1,76 M; b) 1,85 m; c) 0,586 M; 0,596 m; 3,45% 18. ¿Cuántos cm3 de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,84 g cm–3 y 96 % de

riqueza serán necesarios para preparar 500 cm3 de una disolución 0,5 M este ácido?

Explica el procedimiento y dibuja el material de laboratorio necesario. S: 13,87


19. Se dispone de dos disoluciones de etanol: a) 200 g de disolución del 30% en peso y b) una disolución del 80% en peso. Se desea preparar otra disolución de etanol el 50% en peso a partir de las dos anteriores. Suponiendo que los volúmenes son aditivos, indicar:

a) La masa que hay que tomar de la disolución B. b) Si la densidad de la disolución al 50 % es igual a 0,8114 g/mL, calcular el

volumen de esta disolución que habrá que tomar para preparar 500 mL de una disolución de alcohol cuya concentración sea 0,5 M.

S: 133,33 g; 28,34 mL 20. Se han adquirido dos kg de sulfato de cobre(II) pentahidratado y al utilizar dicho

reactivo se observa que está impurificado con arena. Una vez realizada la separación de la arena, se pesa ésta y se obtienen 26,5 g. Indicar:

a) ¿Cómo se realiza la separación de impurezas?. Explicar la operación indicando el material de laboratorio necesario.

b) Si se hubieran tomado 30 g del producto comercial inicial, determine la cantidad de sulfato de cobre (II) anhidro presente en la muestra. S: 18,92 g


21. Se disuelven 35 g de cloruro de magnesio hexahidratado en 250 g de agua, siendo la densidad de la disolución igual a 1,131 g/mL. Determinar:

a) La molaridad y la molalidad de la disolución. b) La concentración de la disolución expresando el porcentaje de sal anhidra.

S: 0,68; 0,64; 5,75%


22. Se realiza la autopsia a una víctima de un asesinato. Se obtiene en su pelo una cantidad de arsénico igual a 0,2 mg en una muestra de 15 g de cabello. Calcula el porcentaje y las ppm de arsénico que contiene ese cabello.

S: 1,33.10–3 %; 13,33 ppm

23. La concentración de CO, gas venenoso, en el humo de un cigarrillo es de 20000 ppm en volumen. Calcula el volumen de este gas en 1 litro de humo procedente de un cigarrillo. S: 0,02 l

24. ¿Cuánta agua es necesaria para diluir 3 m3 de un agua residual que contiene 50000 ppm de cloruro de plomo (IV) hasta 5 ppm?. S: 30000 m3


25. Sabiendo que el umbral de información a la población del contenido de O3 en la atmósfera es 180 g/m3 como valor medio tomado en una hora y en las condiciones de 1 atm y 293 K, expresa dicha concentración en ppm en volumen.

S: 9.10–2

26. Un vertido de agua contaminada contiene 3 ppm de cloruro de cadmio (sustancia altamente tóxica). Si al cabo de un año la cantidad vertida es de 5 millones de litros de agua, calcula que cantidad de cloruro de cadmio se arrojó. S: 15 kg.


ESTEQUIOMETRÍA 27. Calcular los gramos de agua obtenidos en la combustión de 12 Kg de butano.

¿Qué volumen ocupa el dióxido de carbono que se origina, medido a 0,8 atm y 20ºC?. ¿Cuál es el volumen de aire necesario para la combustión, medido en c.n.? (El aire contiene un 21% de oxígeno).

S: 18621; 24855; 143,4


28. Calcula la pureza, expresada en % en masa, de una muestra de sulfuro de hierro (II), sabiendo que al tratar 0,50 g de dicha muestra con HCl en exceso, se han desprendido 100 mL de sulfuro de hidrógeno gas, medidos a 27 ºC y 760 mmHg. En la reacción se obtiene también cloruro de hierro (II).

S: 71,4 % 29. Se mezclan 10 mL de H2SO4 del 98% en masa y de densidad 1,84 g/mL con 60 g

de cinc. En la reacción se produce hidrógeno que se desprende y sulfato de cinc que queda en la disolución. Sabiendo que el rendimiento de la reacción es 45 %, determina el volumen de hidrógeno, medido a 20 ºC y 705 mmHg, que se produce en la reacción.

S: 2,15 L


30. Se hacen reaccionar 50 g de un mármol que contiene un 20 % de carbonato de calcio con 50 mL de HCl comercial de 10 % en masa y densidad 1,047 g/mL.

a) Escribe y ajusta la reacción, sabiendo que se produce cloruro de calcio y dióxido de carbono entre otros productos.

b) Suponiendo que todas las impurezas del mármol son inertes, determina la masa de gas que se desprende. S: 3,15 g

31. Una aleación de cinc y aluminio de 57 g de masa, se trata con ácido clorhídrico

produciendo H2, AlCl3 y ZnCl2. Teniendo en cuenta que se producen 2 mol de hidrógeno:

a) ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de hidrógeno en condiciones normales? b) Calcule la composición centesimal de la aleación. (PAU Sept 2016) S: 44,8 L; 51,03 % de Zn, 48,96 % de Al


32. Se hacen reaccionar 100 mL de una disolución 0,5 M de hidróxido de calcio con 80 mL de otra disolución 0,5 M de ácido nítrico. Calcula los gramos de nitrato de calcio que se forman.

S: 3,28 33. Calcule los mL de ácido sulfúrico del 98% en peso y 1,84 g/cm3 que se necesitan

para neutralizar 25 cm3 de una disolución acuosa de hidróxido potásico del 14,5% en peso y 1,20 g/cm3 de densidad. S: 2,10 mL

Selectividad Junio 2000


34. Ocho gramos de una mezcla de metano y acetileno originan, por combustión completa, 25´3 gramos de dióxido de carbono. Calcular la composición porcentual de la mezcla en peso y en volumen.

S: 34,2% y 65,8% en peso. 45,8 y 54,2% en volumen.


35. Calcule cuántos mL de CO2 medidos a 190 ºC y 970 mm de Hg han de pasar a través de 26 mL de una disolución acuosa de hidróxido de bario 0,21 M para que la reacción sea completa en la formación de carbonato de bario. S: 162 mL

36. Echamos un trozo de sodio de 0,92 g sobre agua en exceso, de forma que se

obtiene una disolución de hidróxido de sodio y se desprende hidrógeno. Calcular el volumen de hidrógeno desprendido, medido a 1 atmósfera y a 27 ºC, así como la masa de agua descompuesta por el metal. S: 0,492; 0, 72


37. La blenda, (sulfuro de cinc) origina por tostación óxido de cinc y dióxido de azufre. El óxido de cinc se reduce a cinc puro con monóxido de carbono, y se desprende CO2 en el proceso. El monóxido de carbono se obtiene por la combustión incompleta del carbono.

a) Escribe las ecuaciones químicas de los tres procesos. b) ¿Qué cantidad de óxido de cinc se obtendrá por tostación de 500 g de blenda

cuya riqueza en mineral es 60%?. Se supone que el rendimiento del proceso es de 100%.

c) ¿Qué cantidad de monóxido de carbono es necesario para reducir al óxido de cinc obtenido y qué cantidad de cinc se obtiene, suponiendo un rendimiento del proceso del 80%?

d) ¿Qué cantidad de carbono se necesita para obtener el monóxido de carbono anterior, si el rendimiento de la reacción es del 50%?

S: b) 250,72 c) 86,24 y 161,15 d) 73,92

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