Disoluciones IIDisoluciones II

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SOLUBILIDADSOLUBILIDAD

Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto

A B C

Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)

Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)

Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)

La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura concreta

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El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama hidratación

Las disoluciones pueden ser: .Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se puede disolver. .Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede disolver. .Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se puede disolver en ese disolvente

Existen varios factores que afectan a la solubilidad:-El tipo de soluto y disolvente.-El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados.-La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones

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FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULARFÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H HH2O

O

OHH

H2O2

O OCCO2

O OO2

OO

O

O3

C OCO

Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia

Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles

A veces ambas fórmulas coinciden

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APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR

APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR

El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u

a) Cálculo de la fórmula empírica

b) Cálculo de la fórmula molecular

La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n

n . (14 + 2 . 16) = 92 n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4

ElementoMasa

relativa delelemento

Masaatómica

(M)

Nº relativo de átomos(se divide la masa por m)

Relación más sencilla(se divide por el menor)

Fórmulaempírica

Nitrógeno 30,435 1430,435

14 = 2,1742,1742,174 = 1

Oxígeno 69,565 1669,565

16 = 4,3484,3482,174 = 2

NO2

Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

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Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno

Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H2 2 FeH3

1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe2 · 55,85 g de Fe

6 g de H=

1 eq de Fe

1 eq de H

EQUIVALENTE

Masa atómica

valenciaPara un elemento en general, se cumple que 1 eq =

*Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee.

*Para una base la valencia es el número de OH que posee.

*Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de los iones que la forman.

*En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

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En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos

Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1

Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6

2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O

Equivalente=moles x valencia

2.1 1.2 1.2 2.1

2 eq de NaOH

2eq de H2SO4

2eq de Na2SO4

2 eq de H2O

El agua es a la vez ácido y base:

H2O =H+ +OH-

VALENCIA 1.1=1

El agua es a la vez ácido y base:

H2O =H+ +OH-

VALENCIA 1.1=1

¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

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GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE

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8

4

2

6

10

4 8 122 6 10

Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente, chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta, y por tanto aumenta su presión

Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente proporcional a la presión

Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas, el volumen se reduce a la mitad y se dobla la presión que ejerce el gas. De este modo el producto P.V permanece constante

P (atm)

V ()

1 atm

2 atm

1 litro 0,5 litros

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GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC

Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas

Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce en un aumento de presión

La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados Kelvin, si el volumen se mantiene constante

A volumen constante ( V1 = V2 ) se cumple que:

constanteTp

Tp

Tp

2

2

1

1

300ºK 600ºK

1 atm 2 atm

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LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOSLEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS

siendo n el número de moles

Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales:

tetanconsT.nV.p

Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por RSu valor es :

molKatm082,0R

0

p . V = n . R . T

La ley de los gases ideales puede escribirse así:

P es la presión del gas en atmV es el volumen del gas en litrosT es la temperatura del gas en Kn es el número de moles del gas

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MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONESMEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES

Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada

Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.

Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M

Molaridad =Número de moles de soluto

Volumen en litros de disolución

Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua

1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 que contenga agua hasta la mitad2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1

Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)

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Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.

Indica los gramos de soluto en 100 gramos de

disoluciónPorcentaje

en masa% masa =

g soluto

g disoluciónx 100

MolaridadIndica los moles de soluto en 1 litro de

disolución

M =moles de soluto

litros de disolución

NormalidadIndica el nº de eq de soluto en 1 litro de

disolución

N =eq de soluto

litros de disolución

NORMALIDAD = MOLARIDAD x VALENCIA

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LA ECUACIÓN QUÍMICALA ECUACIÓN QUÍMICA

R E A C T I V O S P R O D U C T O S

(s): si se trata de un sólido

(g): si es un gas

(l): si es un líquido

(aq): para una sustancia disuelta en agua

En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha

La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos:

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Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas

+ Se usa para separar dos reactivos o dos productos

ó Se usan para separar los reactivos de los productos

= Símbolo alternativo a ó Se usa en lugar de en reacciones reversibles

( s )Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se

encuentra en estado sólido

Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado

( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula

Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua

( g )Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la

fórmula

Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso

Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor

Pt

Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción)

S í m b o l o S i g n i f i c a d o

( aq )

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REACTIVOS PRODUCTOS

AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICAAJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

2 Na (s) + 2 H2O ( l ) 2 NaOH (aq) + H2 (g)Ejemplo:

Na

Na

+O

HH

OHH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Na

Na

+

+

OH

OH

+ HH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento

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Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos

Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g)

+

C

C

O

O

O O

C OO

C OO

Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2

La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) 2 CO2 ( g ), significa que:

2 moléculas CO + 1 molécula O2 2 moléculas CO2

2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 2 . 6,02 . 1023 CO2

2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2

20 moléculas CO + 10 moléculas O2 20 moléculas CO2

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Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS

Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación

2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2 se traduce en:

2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2 2 . 44 g CO2

Es decir, la proporción en masa es:

56 g CO + 32 g O2 88 g CO2

La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

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REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

REACTIVOS (transformación)

formación de nuevos enlaces

reagrupamientoruptura de

enlaces

N2 + 3H2 2NH3

REACTIVOS PRODUCTOS

Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los

coeficientes estequiométricos

PRODUCTOS

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma:

En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción

química debe estar AJUSTADA

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Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en

los dos miembros

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

ECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias han

participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+

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INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la

reacción.

+

2 moléculas de hidrógeno

1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua

2H2 + O2 2H2O

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y

productos

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMENCÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN

Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es:

P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)

En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros

CO +CO O2CO2 CO2

2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. MASACÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. MASA

Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción

Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de

clorato?

KClO3 +KCl 3/2 O2

1 mol de KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3

74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3

X g de O21000 g de KClO3

122,45 g de KClO3

48 g O2

= X = = 587,45 g de O2

1000 g de KClO3

X g O2

1000 · 72

122,45

CÁLCULOS CON MASAS

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REACTIVO LIMITANTEREACTIVO LIMITANTE

En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente

2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de O2

Antes de la reacción

0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2

Después de la reacción

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CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.

Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas

reactivo limitantese consume

completamente

reactivo en excesoqueda parte sin

reaccionar

El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte

sin reaccionarEjemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS

¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?

Fe + S FeS

1 mol de S 1 mol de FeS1 mol de Fe32 g de S 88 g de FeS56 g de FeX g de S7 g de Fe

7 (g de Fe)

56 (g/mol)=

X (g de S)

32 (g/mol)

32 · 7

56X = = 4 g de S

reactivo limitante:

reactivo en exceso:

Fe

S

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CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.

En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos

Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)

2AgNO3 + Na2S Ag2SLa reacción ajustada es: + 2NaNO3

0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S

1 (mol Na2S)

2 (mol AgNO3)= x = 0,02 moles de AgNO3

1 (mol Na2S)

x

La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es:

=0,1 (mol)

1 (L)

0,02 (mol)

yy = 0,2 L = 200 cm3

En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay:

Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:

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RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas,

impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc.

rendimiento =masa obtenida

masa teóricax 100hay que calcular el RENDIMIENTO

de las reacciones químicas

El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria

química

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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.

1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3 2H2+O2 → 2H2O

2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A → B+C Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO3 → K Cl+O2

3)Reacción de sustitución:Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro. AB + X → XB + A Dentro de este tipo hay algunas típicas como:- 2HCl +Zn → Zn Cl2 + H2

-CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu- Cl2+ NaBr → NaCl +Br2

4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl-Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH→ NaCl +H2O

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Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de combustión

En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire

5)Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan.*Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones.*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones.*Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones.*El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones.

La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua

La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua

2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl