física y química 1º bachiller: formulación -estequiometria

Antonio Oliva Facerías Física y Química 1º de Bachillerato

Índice

Química

Lección 1. Formulación inorgánica y orgánica 5I. Formulación inorgánica: Valencias, normas generales y métodos para nombrar

compuestos. 1/ Óxidos. 2/ Hidróxidos. 3/ Peróxidos. 4/ Hidruros. 5/ Anhídridos. 6/ Oxácidos. 7/ Tioácidos. 8/ Hidrácidos. 9/ Iones. Aniones y cationes. 10/ Sales. a/ Binarias. b/ Ternarias. c/ Ácidas. d/ Dobles o triples. e/ Básicas. Ejercicios. II. Formulación orgánica. Hidrocarburos y grupos funcionales.

Lección 2.- Gases, mol, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas 191. Ley de Lavoisier. 2. Ley de Proust. 3. Tabla de masas atómicas. 4. Mol. 5. Presión.

Presión atmosférica: experiencia de Torricelli. 6. Leyes físicas de los gases. a/ Boyle y Mariotte. b/ Charles y Gay-Lussac. Escala Kelvin. c/ Gases ideales. d/ Hipótesis-ley de Avogadro. e/ Ecuación de Clapeyron. f/ Constante de los gases ideales. g/ Ecuación los gases ideales. h/ Presión parcial de un gas. i/ Ley de Dalton. 7. Composición centesimal: fórmulas empírica y molecular de un compuesto. 8. Reacciones químicas. 9. Formas de expresar la concentración de una disolución: a/ Porcentaje en peso. b/ Porcentaje en volumen. c/ Molaridad. d/ Molalidad. e/ Fracción molar. f/ Solubilidad. 10. Teoría de Arrhenius de ácidos y bases. a/ Producto iónico del agua. b/ Concepto de pH. 11. Valoraciones ácido-base. 12. Propiedades coligativas. a/ Presión de vapor de un líquido. b/ Ley de Raoult. c/ Ascenso ebulloscópico. d/ Descenso crioscópico. e/ Presión osmótica.

Lección 3. Teorías atómicas 391. Las leyes ponderales. a/ Ley de Lavoisier. b/ Ley de Proust. c/ Ley de Dalton. d/ Ley de

Richter. e/ Tabla de masas atómicas relativas. 2. Teoría atómica de Dalton. 3. Leyes volumétricas. Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. 4. Hipótesis de Avogadro. 5. Modelos sobre la constitución de la materia. Teoría cinética. 6. Crisis del átomo de Dalton. 7. El modelo atómico de Thomson. 8. Radiactividad. 9. Experiencia de Rutherford. 10. Modelo atómico de Rutherford. 11. Teorías sobre la naturaleza de la luz. 12. Los espectros. 13. Defectos del modelo atómico de Rutherford. 14. Cuantización de la energía. a/ Teoría cuántica de Planck. b/ Efecto fotoeléctrico. 15. El modelo atómico de Bohr. 16. Fallos del modelo de Bohr. 17. Dualidad onda-corpúsculo. 18. Principio de Incertidumbre. 19. El modelo atómico de la mecánica cuántica. Orbitales, números cuánticos, principio de exclusión de Pauli. 20. Número, tamaño y forma de los orbitales. Los niveles de energía permitidos. 21. El átomo polielectrónico. Energía de los orbitales. Orbitales degenerados. Orden de llenado. Principio de Aufbau. 22. Configuración electrónica de un átomo. Estado fundamental. Estados excitados. Capa de valencia. Principio de Hund. 23. El neutrón.

Lección 4. Sistema periódico y propiedades periódicas 531. El sistema periódico. Características y estructura. a/ Tipos de elementos. b/ Grupos A, B y

tierras raras. c/ Nombres de los grupos y estructuras electrónicas. d/ Períodos. 2. Criterio de ordenamiento. Tabla periódica de Mendeleiev. a/ Tríadas de Dobereimer, octavas de Newlands, tabla de Mendeleiev-Mayer. Ley de Moseley. b/ Número atómico y número másico. c/ Isótopos. Elemento químico: masa isotópica y masa atómica. 3. Propiedades periódicas. a/ Radio atómico. Variación en los grupos, períodos y con la carga. b/ Energía de ionización. Variación en los grupos, períodos y energías de ionización sucesivas. c/ Afinidad electrónica. d/ Electronegatividad. e/ Carácter metálico. f/ La carga nuclear efectiva.

Lección 5. El enlace químico 631. El enlace químico. 2. Teoría de Kossel y Lewis del enlace químico. a/ Regla del octeto. b/

Diagramas de Lewis. c/ Limitaciones. 3. Enlace iónico: a/ Cómo se produce. Electrovalencia. b/ Geometría. Celda elemental. Índice de coordinación. c/ Propiedades. Energía de red. Energía de hidratación. 4. Enlace covalente según la teoría de Lewis. a/ Cómo se produce. Covalencia. b/ Tipos: i/ Puro o apolar, ii/ polar, iii/ coordinado y iv/ múltiple. v/ Excepciones a la teoría del octeto. c/ Geometría. Teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Distancias, energías, ángulos y órdenes de enlace. d/ Polaridad de los enlaces y momento dipolar molecular. e/ Tipos de sustancias y sus propiedades: i/ Sustancias moleculares. ii/ Redes covalentes. 5. Enlace metálico. Propiedades. 6. Enlaces entre moléculas. a/ Fuerzas de Van der Waals: i/ Fuerzas de London. ii/ Fuerzas dipolo-dipolo. b/ Enlaces por puente de hidrógeno.

Índice 3


Física

Lección 6. Unidades. Cálculo vectorial. Cálculo infinitesimal 77Unidades 1. Magnitud física. 2. Medidas. 3. Unidades y magnitudes derivadas,

fundamentales y complementarias. 4. Ecuación de dimensiones. 5. Cifras significativas.Cálculo vectorial 6. Magnitudes físicas escalares y vectoriales. 7. Tipos de vectores. 8.

Suma: métodos gráficos y propiedades. 8.1. De la misma dirección. 8.2. De dos vectores concurrentes. 8.3. De varios vectores concurrentes. 8.4. Propiedades. 8.5. Diferencia de vectores. 8.6. Producto de un vector

a por un número real .. 9. Componentes, vectores unitarios y cosenos

directores de un vector. 10. Suma de vectores en función de sus componentes. 11. Suma de vectores de direcciones paralelas. 12. Producto escalar. 13. Producto vectorial.

Cálculo infinitesimal 14. Concepto de derivada. 15. Ejercicio: cálculo de la rapidez media e instantánea de un objeto en caída libre. 16. La función derivada. 17. Significado geométrico de la derivada. 18. Algunas reglas de derivación.

Lección 7. Cinemática 891. Vector de posición 2. Vector desplazamiento. 3. Vector velocidad media. 4. Velocidad

instantánea. 5. Vector aceleración: media e instantánea. 6. Componentes intrínsecas de la aceleración: aceleración tangencial y aceleración normal. 7. Tipos de movimientos según su aceleración. 8. Movimientos de traslación. 8.1. Movimiento rectilíneo y uniforme. 8.2. Movimiento rectilíneo y uniformemente acelerado. 9. El tiro oblicuo. 10. Magnitudes de rotación. 11. Movimientos de rotación: 11.1. Movimiento circular uniforme. 11.2. Movimiento circular uniformemente acelerado.

Lección 8. Dinámica 1071. Leyes de Newton para un punto material. 2. Ley de Hooke. 3. Fuerzas de rozamiento. 4.

Fuerzas de inercia. 5. Momento lineal de una partícula. Impulso mecánico. Teorema de conservación. 6. Centro de masas de un sistema de puntos materiales. 7. Momento lineal de un sistema de partículas. 8. 2ª Ley de Newton para un sistema de partículas. 9. Teorema de conservación de la cantidad de movimiento para un sistema de partículas. 10. Choques. 11. Ley de Newton de Gravitación Universal. 12. Campos gravitatorios. 13. Momento de una fuerza respecto de un punto. 14. Momento de un par de fuerzas. 15. Condiciones de equilibrio.

Lección 9. Trabajo y energía 1291. Trabajo mecánico. 2. Trabajo realizado por la fuerza recuperadora de un muelle. 3.

Energía. 4. Potencia. 5. Energía cinética de una partícula: teorema de las fuerzas vivas. 6. Trabajo de las fuerzas exteriores e interiores en un sistema de partículas. 7. Cálculo del trabajo realizado por las fuerzas interiores. 8. Fuerzas conservativas. Campos de fuerzas conservativos. Energía potencial gravitatoria. Energía potencial en un punto. 9. Energía mecánica. Teorema de conservación de la energía mecánica.

Lección 10. Calor 1431. Sistema termodinámico. 2. Principio cero de la termodinámica. Temperatura. 3. Teoría

cinética de la materia. a/ Los tres estados de la materia. b/ Mecanismos de propagación del calor. c/ Transferencias de calor. d/ Los cambios de estado. e/ Ecuación de Boltzmann. 4. Calorimetría. Calor sensible y calor latente. 5. Experiencia de Joule: equivalente mecánico del calor. 6. El trabajo en termodinámica. Diagramas p-V. 7. Energía interna: primer principio de la Termodinámica. 8. Máquinas térmicas. Segundo principio de la termodinámica.

Lección 11. Electrostática. Corrientes eléctricas 1531. Ley de Coulomb. 2. Campo electrostático. Campo creado por una distribución de cargas

puntuales. 3. Potencial electrostático. Superficies equipotenciales. 4. Energía potencial y potencial creados por cargas puntuales. 5. Energía potencial y potencial en un punto. Energía almacenada en una configuración. 6. Conductores. Acción de un campo eléctrico sobre un conductor. 7. Conductores en equilibrio. a/ Cargas. b/ Campo en su interior. c/ Potencial en su interior. d/ Líneas de fuerza. e/ Campos inducidos. f/ Conductores fuera del equilibrio. 8. Corrientes eléctricas. a/ Intensidad de corriente. b/ Ley de Ohm para un hilo conductor. Resistividad. c/ Asociación de resistencias. d/ Trabajo y potencia de una corriente. Ley de Joule. 9. Fuerza electromotriz de un generador. a/ Ley de Ohm para un circuito. b/ Asociación de generadores. c/ Fuerza contraelectromotriz de un motor. 10. Leyes de Kirchhoff. 11. Shunt. 12. Puente de Wheatstone. 13. Puente de hilo. 14. Potenciómetro. 15 Transformadores.

Índice4


Lección 1. Formulación inorgánica y orgánica

I.- Formulación inorgánica: Valencias

METALES NO METALESI II III I-II I-III II-III II-IV

HLiNaK

RbCsFrAg

NH4+

BeMgCaSrBaRaZnCd

BAlBi

CuHg

AuTl

FeCoNi

Cr(VI)Mn(IV,VI,VII)

PbPtSn

Normas generales* En los compuestos binarios se escribe primero el metal (electropositivo) y luego el no metal

(electronegativo). Por ejemplo, NaCl, CaCl2. A continuación se intercambian las valencias y, si se puede, se simplifica. Las fórmulas se leen al revés de cómo se escriben, añadiendo el sufijo –uro al no metal, con excepción de los óxidos.

* En cualquier compuesto químico existe una parte positiva (izquierda) y otra negativa (derecha). Se intercambian las valencias, se simplifica y se conservan los paréntesis (la fórmula bruta no permite reconocer el tipo de sustancia). Por ejemplo, se escribe Fe(OH)3 y no FeO3H3

Métodos para nombrar compuestos:* Tradicional. Con sufijos: Para la valencia más baja -oso

Si sólo tiene una valencia o para la más alta -ico* Método de Stock. Igual que la tradicional pero escribiendo el símbolo del metal (cuando es

necesario) seguido, entre paréntesis, de su valencia en números romanos.* Sistemático (IUPAC). Se lee la fórmula utilizando prefijos en griego (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-).

El prefijo mono- se obvia en muchas ocasiones, cuando no induce a equívoco.

1/ Óxidos. Combinación de Metal + O M2Ox

Fórmula desarrollada Otros ejemplosÓxido de plata: Ag2O Ag-O-Ag Na2O; Rb2O

(óxido de Ag, óxido de diplata)Óxido mercúrico: HgO Hg=O CaO; ZnO

(óxido de Hg (II), óxido de mercurio)Óxido de aluminio: Al2O3 O=Al-O-Al=O Fe2O3; Mn2O3

(óxido de Al, trióxido de dialuminio)Óxido de Pb (IV): Pb2O4 PbO2 O=Pb=O PtO2; SnO2; MnO2

(óxido plúmbico, dióxido de plomo)

2/ Hidróxidos. Combinación de Metal + -OH (que tiene val. I) M(OH)x

El óxido de H es el agua, H2O, cuya fórmula desarrollada es H-O-H. Si se le quita un H, queda el grupo –O-H con una sola capacidad de enlace. El grupo -OH tiene pues valencia I.

Fórmula Fórmula desarrollada Otros ejemplosHidróxido cuproso: CuOH Cu–(O–H) NaOH; NH4OH; AuOH

(hidróxido de Cu (I), hidróxido de cobre)Hidróxido de calcio: Ca(OH)2 (H–O)–Ca–(O–H) Fe(OH)2; Pb(OH)2; Hg(OH)2

(hidróxido de Ca, dihidróxido de calcio)Hidróxido férrico Fe(OH)3 Co(OH)3; Tl(OH)3; Cr(OH)3

(hidróxido de Fe(III), trihidróxido de hierro)Hidróxido de plúmbico: Pb(OH)4 Sn(OH)4; Pt(OH)4; Mn(OH)4

(hidróxido de Pb (IV), tetrahidróxido de plomo)

Lección 1. Formulación

I-III-V-VII II-IV-VI III-V IV

F(Sólo I)ClBrI

O (Sólo II)S

SeTe

NPAsSb

CSi

5


3/ Peróxidos. Combinación de un metal con el grupo –O–O– formado por dos átomos de oxígeno unidos entre sí, y que por tanto tienen valencia II. M2(O2)x

Fórmula desarrollada Otros ejemplosPeróxido de hidrógeno: H2O2 H-O-O-H Na2O2; Ag2O2

(peróxido de H, dióxido de dihidrógeno). Es el agua oxigenada. No se puede simplificar.Ba

Peróxido de bario: Ba2(O2)2 BaO2 CuO2; CaO2

(peróxido de Ba, dióxido de bario) O O

4/ Hidruros. Combinación de Metal + H (tiene val. I) MHx

Tradicional Stock Sistemática FórmulaHidruro sódico Hidruro de Na Hidruro de sodio NaHHidruro ferroso Hidruro de Fe (II) Dihidruro de magnesio FeH2

Hidruro niquélico Hidruro de Ni (III) Trihidruro de níquel NiH3

5/ Anhídridos (tradicional) u óxidos de No Metales . Combinación de NM + O NM2Ox

Cuando hay cuatro valencias se añade el prefijo hipo para la más baja y per para la más alta.

Nomenclatura tradicional Otros ejemplosVal (I) Anhídrido hipocloroso Cl2O F2O; Br2O; I2OVal (III) Anhídrido cloroso Cl2O3 N2O3; As2O3; I2O3

Val (V) Anhídrido clórico Cl2O5 P2O5; Br2O5; Sb2O5

Val (VII) Anhídrido perclórico Cl2O7 F2O7; Br2O7; I2O7

(Cl2O7 : Sistemática: heptaóxido de dicloro. Stock: óxido de Cl (VII))

Val (II) Anhídrido hiposulfuroso S2O2 SO CO (Monóxido de C)Val (IV) Anhídrido sulfuroso S2O4 SO2 CO2; SeO2; SiO2

Val (VI) Anhídrido sulfúrico S2O6 SO3 TeO3; SeO3

Cuando un elemento actúa con muchas valencias distintas, es mejor el método sistemático:Val (I) N2O Monóxido de dinitrógeno (óxido nitroso, óxido de N(I))Val (II) NO Óxido de nitrógeno (óxido nítrico, óxido de N(II))Val (III) N2O3 Trióxido de dinitrógeno (anhídrido nitroso, óxido de N(III))Val (IV) NO2 Dióxido de nitrógeno (óxido de N(IV))Val (IV) N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno (óxido de N(IV) dímero)Val (V) N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno (anhídrido nítrico, óxido de N(V))

6/ Oxoácidos (tradicional) . Combinación de anhídrido + H2OOtros ejemplos

Val (I) Ácido hipocloroso Cl2O + H2O H2Cl2O2 HClO HlO; HbrO; HFOVal (III) Ácido cloroso Cl2O3+ H2O H2Cl2O4 HClO2 HBrO2; HNO2; HSbO2

Val (V) Ácido clórico Cl2O5+ H2O H2Cl2O6 HClO3 HlO3; HAsO3; HNO3

Val (VII) Ácido perclórico Cl2O7+ H2O H2Cl2O8 HClO4 HBrO4; HMnO4

Val (IV) Ácido sulfuroso SO2 + H2O H2SO3 H2CO3; H2SeO3; H2SiO3

Val (VI) Ácido sulfúrico SO3 + H2O H2SO4 H2SeO4; H2TeO4; H2CrO4

Los anhídridos de fósforo y arsénico pueden reaccionar con 1, 2 ó 3 moléculas de H2O, dando tres ácidos distintos cada uno, llamados meta, piro y orto:

Valencia III P2O3 + H2O H2P2O4 HPO2 Ácido metafosforosoP2O3 + 2 H2O H4P2O5 Ácido pirofosforosoP2O3 + 3 H2O H6P2O6 H3PO3 Ácido ortofosforoso

Valencia V P2O5 + H2O H2P2O6 HPO3 Ácido metafosfóricoP2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido pirofosfóricoP2O5 + 3 H2O H6P2O8 H3PO4 Ácido ortofosfórico

También el SiO2 puede reaccionar con una o dos moléculas de agua:SiO2 + H2O H2SiO3 Ácido metasilícico SiO2 + 2 H2O H4SiO4 Ácido ortosilícico

Otros nombres especiales:Ác. hipofosforoso H3PO2 Ác. hipofosfórico H4P2O6 Ácido hiponitroso H2N2O2

Lección 1. Formulación 6


Los anhídridos de S (IV), S (VI) y Cr (VI) pueden reaccionar con menos moléculas de agua :2 SO2 + H2O H2S2O5 Ácido disulfuroso 3 SO2 + H2O H2S3O7 Ácido trisulfuroso2 SO3 + H2O H2S2O7 Ácido disulfúrico 3 SO3 + H2O H2S3O10 Ácido trisulfúrico2 CrO3 + H2O H2Cr2O7 Ácido dicrómico 3 CrO3 + H2O H2Cr3O10 Ácido tricrómico

Algunos ejemplos utilizando la nomenclatura sistemática, H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno H4P2O7 heptaoxodifosfato (V) de hidrógenoH2SO3 trioxosulfato (IV) de hidrógeno H4P2O5 pentaoxodifosfato (III) de hidrógenoH2Cr3O10 decaoxotricromato (VI) de hidrógeno HlO monoxoyodato (I) de hidrógeno

7/ Tioácidos. Son oxácidos en los que se ha sustituido un átomo de O por uno de S.Ácido tiosulfúrico H2S2O3 Ácido tiocarbónico H2SCO2

8/ Hidrácidos. Combinación de NM (en su valencia más baja) + H: HxNMEn disolución acuosa En disolución acuosa

HF fluoruro de hidrógeno ác. fluorhídricoHCl cloruro de hidrógeno ác. clorhídrico H2S sulfuro de hidrógeno ác. sulfhídricoHBr bromuro de hidrógeno ác. bromhídrico H2Se seleniuro de hidrógeno ác. selenhídricoHI ioduro de hidrógeno ác. iodhídrico H2Te teluluro de hidrógeno ác. telurhídrico

No son sustancias ácidas: H2O agua NH3 amoníaco CH4 metanoPH3 fosfamina (fosfina) SiH4 silanoAsH3 arsenamina (arsina)SbH3 estibamina (estibina)

NH3 y CH4 no cumplen la norma de situar el más electronegativo a la derecha (3 y 2,5 frente a 2,1)

9/ Iones. Aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos)

a/ Los hidróxidos o bases se pueden disociar dando el catión del metal y el anión OH-

CuOH Cu+ + OH-

Hidróxido cuproso ión cuproso ión hidróxido (hidroxilo u oxidrilo)NH4OH NH4

+ + OH-

Hidróxido amónico ión amonio ión hidroxiloFe(OH)3 Fe3+ + 3 OH-

Hidróxido de Fe(III) ión férrico ión hidroxilo

b/ Los ácidos se disocian dando H+, protones, (iones hidronio u oxonio) y el anión adecuado:HClO2 H+ + ClO2

- HCl H+ + Cl- ác. cloroso anión clorito ác. clorhídrico anión cloruro

(anión dioxoclorato (III))H2SO4 2 H+ + SO4

2- H3PO4 3 H+ + PO43-

ác. sulfúrico anión sulfato ác. ortofosfórico anión ortofosfato(anión tetraoxosulfato (VI)) (anión tetraoxofosfato (V))

10/ Sales. Se forman al sustituir el H de los ácidos por un metal. * El subíndice que tenía el H se le pone al metal y la valencia del metal se pone de subíndice

al resto del ácido (entre paréntesis).* En el sistema tradicional los sufijos cambian: -hídrico -uro

-oso -ito-ico -ato

a/ Sales binariasEjemplos

Fluoruro de sodio del ác. fluorhídrico HF NaF SF6

Sulfuro de Cu (II) del ác. sulfhídrico H2S Cu2S2 CuS PCl5Nitruro de calcio del NH3 Ca3N2 BN



Carburo de silicio del CH4 Si4C4 SiC Ca2CCloruro amónico del ác. clorhídrico HCl NH4Cl CCl4

CS2

b/ Sales ternarias Nitrato potásico del ác. nítrico HNO3 KNO3

(nitrato de potasio, trioxonitrato (V) de K)Clorito ferroso del ác. cloroso HClO2 Fe(ClO2)2

(clorito de Fe (II), dioxoclorato (III) de Fe(II))Carbonato talioso del ác. carbónico H2CO3 Tl2CO3

(carbonato de Tl (I), trioxocarbonato (IV) de Tl (I))Sulfato niquélico del ác. sulfúrico H2SO4 Ni2(SO4)3

(sulfato de Ni (III), tetraoxosulfato (VI) de Ni (III))Ortofosfato cálcico del ác. ortofosfórico H3PO4 Ca3(PO4)2

(Ortofosfato de Ca, tetraoxofosfato (V) de calcio)

c/ Sales hidratadas Sulfato cúprico pentahidratado del ác. sulfúrico H2SO4 CuSO4 · 5 H2O

(sulfato de Cu (II) pentahidratado, tetraoxosulfato (VI) de Cu (II) pentahidratadoSulfato cálcico heptahidratado del ác. sulfúrico H2SO4 CaSO4 · 7 H2O

(sulfato de Ca heptahidratado, tetraoxosulfato (VI) de Ca heptahidratado

d/ Sales ácidas. Cuando un ácido tiene varios hidrógenos, puede sustituir uno o varios de ellos (por un metal para dar una sal) dejando a otros sin sustituir; es decir, sigue siendo un ácido. En la nomenclatura tradicional se añade el prefijo bi-Bicarbonato sódico del ác. carbónico H2CO3 NaHCO3

(Carbonato ácido de sodio, hidrogenotrioxocarbonato (IV) de Na)Bisulfuro amónico del ác. sulfhídrico H2S NH4HS

(Sulfuro ácido de amonio, hidrogenosulfuro (II) de amonio)Ortofosfato monoácido cálcico del ác. ortofosfórico H3PO4 CaHPO4

(Hidrogenotetraoxofosfato (V) de calcio)Ortofosfato diácido cálcico del ác. ortofosfórico H3PO4 Ca(H2PO4)2

(Dihidrogenotetraoxofosfato (V) de calcio)Bisulfato niquélico del ác. sulfúrico H2SO4 Ni(HSO4)3

(sulfato ácido de Ni (III), hidrogenotetraoxosulfato (VI) de Ni (III))

e/ Sales dobles o triples. Son sales que contienen varios aniones o cationes. * Se escriben primero los cationes y luego los aniones, ambos por orden alfabético,

intercalando los términos doble, triple,.. entre ellos. Si es necesario se añaden los prefijos numerales bis, tris, tetrakis, etc. para indicar la proporción entre grupos de iones.

* Se nombran primero los aniones y luego los cationes, ambos por orden alfabético.Sulfato doble de potasio y sodio KNaSO4

Carbonato doble de calcio y magnesio CaMg(CO3)2

Tris (trioxocarbonato (IV)) doble de dicalcio y magnesio Ca2Mg(CO3)3

Tetrakis(ortosilicato(IV)) triple de dialuminio, trihierro (II) y tetrasodio Al2Fe3Na4(SiO4)4

Cloruronitrato de bario BaClNO3

Difluoruro tetrakispermanganato de dihierro (III) Fe2F2(MnO4)4

Fosfato ácido doble de sodio y amonio NaNH4HPO4

Tetrakis (trioxosilicato (IV)) doble de trimagnesio y calcio CaMg3(SiO3)4

f/ Sales básicas. Son sales dobles que contienen el ión óxido O2- (oxisales) o el ión hidróxido OH- (hidroxisales). Se nombran como sales dobles.Oxidicloruro de carbono CCl2O Hidroxiyoduro de magnesio MgIOHDihidroxicloruro de aluminio AlCl(OH)2 Dihidroxinitrato de bismuto Bi(OH)2NO3

Oxicloruro de bismuto BiClOEJERCICIOS DE FORMULACIÓN

Óxido cuproso Óxido estánnicoÓxido de rubidio Óxido de cesioÓxido platinoso Óxido férrico



Óxido cromoso Óxido mercúricoÓxido cálcico Óxido taliosoÓxido de boro Óxido de aluminioÓxido de níquel (II) Óxido cúpricoÓxido mercurioso Óxido de litioÓxido estannoso Óxido de plataÓxido ferroso Óxido de zincÓxido de sodio Trióxido de dibismutoÓxido de platino (IV) Óxido plúmbicoÓxido de potasio Óxido de cadmioÓxido de magnesio Óxido de berilioÓxido cobáltico Óxido niquélicoÓxido plumboso Óxido áuricoÓxido tálico Óxido de estroncioÓxido bárico Óxido de oro (I)Óxido de cromo (VI) Óxido cobaltosoÓxido de manganeso (IV) Óxido crómicoDióxido de titanio Óxido de manganeso (IV)

Hidróxido de aluminio Hidróxido de cadmioHidróxido áurico Hidróxido crómicoHidróxido de magnesio Hidróxido de platino (II)Hidróxido bárico Hidróxido de zincHidróxido cromoso Hidróxido niquélicoHidróxido cúprico Hidróxido ferrosoHidróxido mercúrico Hidróxido de plataHidróxido férrico Hidróxido de amonioHidróxido de plomo (IV) Hidróxido de sodioHidróxido de calcio Hidróxido de barioHidróxido estannoso Hidróxido de titanio (IV)

Ácido clorhídrico Ácido nítricoÁcido arsénico Ácido pirofosfóricoÁcido teluroso Ácido bromhídricoÁcido ortofosforoso Ácido hipoyodosoÁcido clórico Ácido carbónicoÁcido bromoso Ácido antimoniosoÁcido telúrico Ácido yodhídricoÁcido sulfhídrico Ácido ortofosfóricoÁcido pirofosforoso Ácido sulfurosoÁcido fluorhídrico Ácido perclóricoÁcido sulfúrico Ácido telurosoÁcido nitroso Ácido silícicoÁcido antimónico Ácido arseniosoÁcido metafosfórico Ácido peryódicoÁcido permangánico Ácido metafosforosoÁcido crómico Ácido selenhídrico

FORMULAR

Óxido de litio Óxido plumbosoÓxido de calcio Óxido estánnicoÓxido de bismuto Óxido mercuriosoÓxido de zinc Óxido de manganeso (III)



Óxido de manganeso (IV) Óxido platínicoÓxido de oro (III) Óxido taliosoÓxido de cesio Óxido cúpricoÓxido de Sc (III) Óxido alumínicoÓxido de V (V) Trióxido de dicromoÓxido de Cr (VI) Monóxido de cobreDióxido de plomo Heptaóxido de dimanganeso

Trihidróxido de niquel Hidróxido amónicoHidróxido cobaltoso Hidróxido de hierro (III)Hidróxido áurico Dihidróxido de cobreHidróxido de bismuto Hidróxido sódicoTetrahidróxido de plomo Hidróxido de cromo (III)Peróxido de sodio Peróxido de magnesioTrihidruro de manganeso Dihidruro de cobaltoPeróxido de bismuto Peróxido de estroncioHidruro de boro (III) Hidruro de potasioMonóxido de dinitrógeno Monóxido de carbonoAnhídrido selenioso Anhídrido fosfóricoTetraóxido de dinitrógeno Anhídrido nitrosoAnhídrido carbónico Pentóxido de dicloroAnhídrido peryódico Anhídrido hipobromosoDióxido de azufre Óxido de N (II)Óxido de Se (VI) Anhídrido cloroso

Ácido ortoarsenioso Ácido pirofosforosoÁcido metaantimónico Ácido disulfúricoÁcido carbónico Ácido tiosulfurosoÁcido ortofosfórico Ácido piroantimónicoÁcido clorhídrico Sulfuro de hidrógenoÁcido trioxosilicato (IV) de hidrógeno Ácido peryódicoÁcido tioarsenioso Ácido heptaoxodifosfato (V) de hidrógenoÁcido pentaoxodifosfato (III) de hidrógeno Ácido dioxobromato (III) de hidrógenoÁcido dicrómico Ácido trioxosulfato (IV) de hidrógenoYoduro de hidrógeno Ácido metasilícicoÁcido tioarsénico Ácido fosforoso

Tetracloruro de silicio Cloruro de Bi (III)Sulfuro de antimonio (V) Sulfuro de carbonoNitruro de litio Cloruro de talio (I)Pentacloruro de fósforo Arseniuro de zincSulfuro arsenioso Hexafluoruro de azufreFosfuro de calcio Tetrafluoruro de silicioCloruro antimonioso Nitruro de boroOxicloruro de aluminio Hidroxibromuro de calcioIón permanganato MetanoÁcido disulfúrico Monoxoyodato (I) de HidrógenoCromato potásico Fluoruro doble de aluminio trisódicoOxicloruro de antimonio (III) Clorato potásicoCarbonato de plata FosfinaÁcido pirofosfórico Cromato de barioOrtofosfato de plomo (II) Sulfuro cúpricoDióxido de manganeso Tetrahidróxido de titanioBromuro de fósforo (III) Tiosulfato sódicoBisulfuro potásico Ión oxidriloNitruro de magnesio Sulfato crómicoIón férrico Ión hidrogenosulfato



Trioxocarbonato de calcio Ortofosfato ácido diamónicoArsina Cloruro de nitrógeno (III)

Dicromato potásico Ión pirofosfatoDiclorodifluorocarbono EstibaminaIón dioxoclorato (III) Permanganato potásicoOxidifluoruro de estaño (IV) Ión tiosulfitoOrtosilicato de calcio y magnesio Arsenito de boroSulfato de platino (II) Ión plomo (IV)Ión hidronio Piroarseniato de cromo (II)Peróxido de hidrógeno Oxotricloruro de fósforo (V)Peryodato amónico Selenito ácido de estroncioÁcido dicrómico Nitrato alumínicoAmoniaco SilanoFluoruro antimónico Peróxido de litioDihidroxinitrato de aluminio Ión hidroxilo Ión carbonato Nitrito de plataHexafloruro de uranio Monóxido de dinitrógenoCarbonato de Ti (IV) Ión dióxido de V (V)Trihidroxicloruro de Fe (II)

Nombrar

HF HFOHCl HlO3

HBr HClO2

HI HBrO4

H2SeO3 H2SO4

H2Te NH3

AgH BH3

MnO MnO2

Mn2O3 PtONaOH Fe(OH)2

B(OH)3 Pb(OH)4

H2CO3 H2TeO4

HSbO3 HAsO2

HPO2 HPO3

H3PO4 H3PO3

H4P2O5 H4P2O7

HSbO2 H3AsO3

HSO4- HSiO3

-

CuO2 H2S2O7

Sb2O3 Cl2O7

l2O5 F2ON2O3 P2O5

HNO3 HNO2

HSeO4- HTeO3

-

HS- Br-

N3- S2-

NO3- Ca2C

Fe2O3 (NH4)2SO3

NaHSO4 NH4+



CH4 AlPO4

AgH Cl-

HCO3- SnO2

Ca(NO2)2 KNO3

Rb2O2 NaHSCO PCl3Ba3N2 SiCBaSO4 H3PO3

N2O CuIH4P2O7 CCl4H2O2 Ca3(PO4)2

S2O32- PH3

CS2 Pb(HSO4)2

H4SiO4 Cr(OH)3

Co2+ NO2-

HgO N2O4

NaMgPO3 KClO3

NH4OH SiH4

TiO2 V2O5

NH4HS BiOClNa2CO3 H3AsO4

PCl5 NaHCO3

KMnO4 H2TeZnSe CrO4

2-

Sc3+ Ni(OH)3

OH- H+

K2O2 NF3

LiHS OF2

CoCO3 Cu+

N2O4 SO2

BPO4 H4As2O5

SnS2 KHSO3

CCl4 CdTeBF3 H3O+

O2- Na2Cr2O7

SiO2 MnO2

Na2S2O3 PH3

RbH NO2

Pb(OH)4 HIO4

Au2O3 ZnCSO2

SF6 (NH4)2TeO3

Ni(HSiO3)2 FeSeO3

P2O3 I-

BN Ag2O2



II.- Formulación orgánica

Hidrocarburos. Compuestos de C e H de fórmula general CxHy. Tipos:a/ Alifáticos. Fórmula general

* Saturados. Alcanos (o parafinas). Tienen enlaces C - C sencillos. CnH2n+2

Alquenos (olefinas, etilénicos). Con un doble enlace C = C. CnH2n

Alquinos (o acetilénicos). Con un enlace triple C ≡ C. CnH2n-2

* Insaturados Cíclicos: Alcanos de cadena cerrada. CnH2n

Alquilos: (o radicales alquílicos R-). Alcanos que pierden un H•Tienen un electrón desapareado y son muy reactivos. •CnH2n+1

b/ Aromáticos (o arenos). Derivados del anillo del benceno (): C6H6.

H ─ C = C ─ H | |

H H

eteno

H |

H ─ C ─ C C ─ H |

H

propino

H H H H | | | |

H ─ C ─ C ─ C ─ C ─ | | | |

H H H H

butilo

H H | |

H ─ C ─ C ─ H ciclobutano | |

H ─ C ─ C ─ H | |

H H

Nomenclatura de los hidrocarburos.

a/ Cadenas lineales.* Alcanos. Prefijo (del griego que indica el número de átomos de C) + sufijo –ano.* Alquenos, alquinos y alquilos cambian el sufijo respectivamente a –eno, –ino e –ilo.* Cíclicos. Añaden el prefijo ciclo-.

b/ Alcanos con cadenas ramificadas1/ Elegir la cadena más larga. 2/ Numerar los C de forma que los sustituyentes tengan los números más bajos. 3/ Nombrar por orden alfabético los radicales (acabados en –il) que forman las cadenas

(añadiendo prefijos di-, tri-, tetra- si se repiten y sin tenerlos en cuenta para el ordenamiento alfabético) colocando los números unidos por un guión al nombre del radical: Ejemplo: 4-etil-2,3,5-trimetil-heptano.

c/ Alquenos y alquinos. Se elige la cadena más larga que contenga el doble o el triple enlace y se numera de manera que la insaturación tenga el número más bajo.

* Si en la cadena principal existen dobles y triples enlaces, primero se nombra el hidrocarburo con el doble enlace y luego se añade –ino, precedidos ambos por el número del átomo de C sobre el que se sitúan. (Como 1-hepten-3-ino). Si hay más de una de estas funciones se añade un prefijo –dieno, -triino, etc.

d/ Aromáticos. Añaden el sufijo –benceno.

1,2-dimetil-benceno 1,3-dimetil–benceno 1,4-dimetil–bencenometa-dimetil–benceno para-dimetil–benceno

orto-dimetil–benceno


Fórmula estructural NombreFórmula

condensadaFórmula desarrollada

CH4 metano CH4 H |

H ─ C ─ H metano |

H

CH3-CH3 etano C2H6

CH3-CH2-CH3 propano C3H8

CH3-CH2-CH2-CH3 butano C4H10 H H | |

H ─ C ─ C ─ H etano | |

H H

CH3-(CH2)3-CH3 pentano C5H12

CH3-(CH2)4-CH3 hexano C6H14

CH3-(CH2)5-CH3 heptano C7H16

CH3-(CH2)6-CH3 octano C8H18 H H H | | |

H ─ C ─ C ─ C ─ H propano | | |

H H H

CH3-(CH2)7-CH3 nonano C9H20

CH3(CH2)8-CH3 decano C10H22

13

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3


Grupo funcional. Grupo de átomos con enlaces polares o múltiples que constituyen el punto activo de las moléculas orgánicas.

Nomenclatura de los grupos funcionales

Grupo funcional Nombre Fórmula Ejemplo

Alqueno -eno R– CH = CH –R´ CH2=CH–CH2–CH3 1-buteno

Alquino -ino R– C ≡ C –R´ CH3– C ≡ C –CH3 2-butino

Halógeno halógeno- R – CH2X ICH2–CH2I 1,2-diyodoetano

Alcohol, fenol -ol R – CH2OH CH3–CH2–CH2OH 1-propanol

Aldehído -al R – CHO CH3– CHO etanal

Cetona -ona R – CO – R´ CH3–CO–CH2–CH3 butanona

Ácido -oico R – COOH CH3–CH2–COOH ác. propanóico

Éster -ato de -ilo R – COO – R´ CH3–COO–CH3 acetato de metilo

Amida -amida R – CO – NH2 CH3–CO–NH2 etanoamida

Amina 1ª -amina R – NH2 CH3–CHNH2–CH3 2-propilamina

Amina 2ª -amina R – NH – R´ (CH3–CH2)2NH dietilamina

Nitrilo -nitrilo R – C≡N CH3–CH2–C≡N propanonitrilo

Éter -éter R – O – R´ (CH3–CH2)2O dietiléter

Nitro R – NO2 C6H5–NO2 nitrobenceno

Benceno -benceno – –CH3 metilbenceno



6/ 1,1-dimetilpropilo

7/ 3,3-dimetilpentano

8/ 2,3,4-trimetilpentano

9/ 4,4-dimetil-1-hexeno

10/ 1,3-ciclohexadieno

11/ 2,2-dimetilpentilo

12/ 3-etil-2-metilpentano

13/ 3-isopropilhexano

14/ hexatriino

15/ 3-etil-4-propil-1,4-heptadien-6-ino

16/ metil ciclopropano

17/ 1-etil-2-metil-1,3-ciclobutadieno

18/ 4-etil-3,5-heptadieno

21/ 1,4-dimetilbenceno

22/ metilpropeno

23/ 1,3,5-ciclohexatrieno

24/ 4-propil-ciclopenteno

Formula:

1/ 2-metil-2-clorobutano

2/ 1,2-diyodoetano

3/ m-dicloro benceno

4/ 1-butanol

5/ etanodiol (glicol)

6/ propanotriol (glicerina)

7/ fenol

8/ ciclohexanol

9/ 3-metil-2-pentanol

10/ 3-ciclohexen-1-ol

11/ p-cloro fenol

12/ etanal

13/ propanodial

14/ 2-pentanona

15/ propenal

16/ 2-pentanona

17/ benzaldehído

18/ pentanal

19/ 3-pentanona

20/ ciclopentano

21/ metilciclohexano

22/ pentanodial



23/ propanona

24/ 1-etil-3-metil-ciclopropano

25/ 3-metil-2-pentanona

26/ 1,4-ciclohexano-diona

27/ ácido acético (ácido etanoico)

28/ ácido etanodioico (ác. oxálico)

29/ ácido benzoico

30/ ácido 3-metilbutanoico

31/ ácido 3,3-etilmetil-pentanoico

32/ anión butanoato

33/ ácido ciclopentano carboxílico

34/ propanoato de etilo

35/ ácido p-etilbenzoico

36/ nitrometano

37/ metilamina

38/ etilmetil éter

39/ metanonitrilo (ácido cianhídrico)

40/ acetato de etilo

41/ propanoamida

42/ metilpropilamina

43/ etanonitrilo

Nombra:

1/ CH3─CH2─CH2─C─ OH ║ O

2/ CH=CH | | Cl Cl

3/ CH3─CH2─CH2─C─O─CH3

║ O

4/ NO2

NO2 NO2

6/ O O ║ ║ H─C─CH2─CH2─CH2─C─H

7/ OH

OH

8/ CH3─CH2─CH2─O─CH3

9/ CH3─CH─CH2─CN | CH3

10/ O ║ OH─C

11/ CH3─CH2─CH2─C─O─CH2─CH3

║ O

12/ O ║ CH3─CH2─CH2─C─NH2

13/ CH3─CH2─CH2─NO2

14/ N─CH2─CH3

| CH2─CH3



15/ OH

16/ O O ║ ║ H─C─CH─CH2─CH─C─H | | CH3 CH3

17/ CH2=CCl─CH2─CH3

18/ NH2 OH

19/ O ║CH3─CH─CH2─C─OH | CH3

20/ O ║CH3─CH2─CH─C─OH | CH3

21/ CH3─CH─CH3

| NO2

22/ O 23/ CH3─CH2─CH2─O─CH2─CH2─CH3

24/ (C3H7)3N

25/ CH3─COOK

26/ O O

27/ CH3─CH2─CH2─C─O─CH2─CH3

║ O

28/ CH3─CHOH─CH2─CHOH─CH2─CH3

29/ / O ║ ─O─C─CH3

30/ NH2─CH2─CH2─CH2─CH2─NH2

31/ CH3

| CH2=C─CH=CH2

32/ O ║CH2=CH─C─O─CH3

33/ O O ║ ║ CH3─C─CH2─C─CH3

34/ OH

OH

OH

35/ CH3─CH2─NH─CH2─CH3

36/ CH3─CH2─N─ | CH3

37/ O ║ CH3 C─O─CH2─CH3

38/ F NO2

39/ CH3─NH─CH2─CH3

40/ NO2

NO2 NO2

CH3

41/ CH3

| CH3─C─NH2

| CH3




Hidrocarburos CxHy DenominaciónTipo de enlace

Fórmula general

Nombre

Alifáticos

(o de cadenas lineales)

SaturadosAlcanos o parafinas

SencilloC - C

CnH2n+2 -ano

Insaturados

Alquenos o etilénicos

DobleC = C

CnH2n -eno

Alquinos o acetilénicos

TripleC ≡ C

CnH2n-2 -ino

CíclicosCadena cerrada

CnH2n Ciclo-

Alquilos o radicales

Electrón desapareado

•CnH2n+1 -ilo

Aromáticos ArenosDerivados del

benceno Anillo

bencénicoC6H6 -benceno

19

Lección 2.- Gases, mol, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas

¿Pesan los gases? ¿Las balanzas deberían marcar el peso del aire que tienen encima? ¿Y las básculas?

a/ ¿Qué ocurre al pesar un cuerpo debajo del agua?* Principio de Arquímedes. Todo cuerpo sumergido en un fluido experimenta una fuerza

(llamada Empuje) vertical y hacia arriba, igual al peso del fluido desalojado.Arquímedes lo enunció como un Principio, pero

se demuestra con la 1ª ley de Newton: supongamos un vaso de agua en equilibrio. Cualquier región de agua situada en su interior (p.e. una esfera), está en reposo. Por la 1ª Ley de Newton, sobre ella F = 0. Y como sobre ella actúa su peso, debe existir otra fuerza igual y de sentido contrario, necesaria para que F = 0.

E = Pfluido = mfluido·g = V dfluido·g

La ejerce el resto del agua y se llama Empuje. Su valor es independiente de si la esfera es de agua, corcho, acero o el vacío. Depende del volumen sumergido y de la dfluido.

* Al pesar un cuerpo debajo del agua, el empuje (peso del agua desalojada) tiene un valor apreciable que hay que tener en cuenta. El peso aparente de los cuerpos sumergidos es menor.

b/ ¿Pesa lo mismo un globo hinchado con aire que deshinchado? Pesar en el aire.* Una esfera de aire en reposo en el aula, está en la misma situación que la esfera de agua

del ejemplo anterior. Si debajo de ella ponemos el platillo de una balanza, ésta no indicará nada. * En un globo hinchado el peso del aire desalojado (el empuje) es un poco más pequeño que

el peso del aire encerrado dentro del globo (dentro del globo el aire está comprimido, su densidad es un poco mayor), por lo que sólo pesamos la goma del globo y el exceso de aire que contiene.

* Al calentar el aire en un globo abierto por abajo, el aire caliente se dilata (disminuye su densidad) y parte se escapa, con lo que su Peso es menor que el Empuje y el globo asciende.

* Al pesar un cuerpo en el aire, sobre él actúa el Empuje (peso del aire desalojado por el cuerpo). Pero como la densidad del aire es muy pequeña comparada con la de cualquier sólido o líquido, el Empuje es insignificante frente al peso del cuerpo y suele ser despreciable.

c/ ¿Cómo se puede medir la masa de un gas? Con una jeringuilla, se toman 20 mL de oxígeno por ejemplo, obtenido por descomposición

térmica de KClO3, a la presión de 1 atm y 27 ºC, y se inyectan a través del tapón de goma que cierra una botella con aire. El empuje no cambia: el peso del aire desalojado por la botella es igual antes y después de la inyección. Pesando la botella antes y después de la inyección medimos la masa del gas. Salen 0,026 g. La densidad del O2 en esas condiciones es: d = 0,026 g/0,02 L = 1,3 g/L

d/ ¿Qué es un gas? Desde Boyle, (la materia está compuesta por partículas) se han hecho dos hipótesis sobre la

naturaleza de los gases, ligada cada una de ellas a una interpretación de la naturaleza del calor. * Modelo estático y la teoría del calórico . Un gas está formado por glóbulos con una partícula

central (que contiene toda la masa) rodeada por una atmósfera de calórico. Los glóbulos (de tamaño distinto para cada sustancia) están en reposo con sus esferas de calórico en contacto con las vecinas. La transferencia de calórico se manifiesta en un cambio de temperatura. El calórico sería un fluido imponderable que se podría generar de forma inagotable simplemente por fricción entre dos cuerpos. Hoy este modelo está desechado.

* Modelo de la teoría cinética . Los gases están formados por partículas muy pequeñas, en continua agitación, de volumen despreciable frente al volumen del gas (la mayor parte del volumen está vacío). Chocan elásticamente entre sí y contra las paredes del recipiente contra el que ejercen una presión, y se mueven con una velocidad media proporcional a su temperatura. El calor es una manifestación del movimiento de las partículas que se transfiere mediante los choques.

Cambio físico y cambio químico. Reacciones químicas. En un cambio físico (de posición, temperatura, estado de agregación, velocidad, etc.) no

cambian las propiedades características (densidad, P.F., P.E., etc.) de las sustancias. En un cambio químico sí, al transformarse unas sustancias en otras mediante una reacción química.

Lección 2.- Gases, mol, reacciones, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas20

E

P

1.- Ley de Lavoisier

Estudia las reacciones de combustión: en ellas, la masa de reactivos y productos es distinta.* Al quemar un metal común (Na, Mg, Zn, Sn) el producto de la combustión posee más masa.* Al quemar carbón, alcohol o compuestos orgánicos la masa de los productos es menor.

* Lavoisier pesó una botella cerrada que contenía aire y una cierta cantidad de Sn. Luego calcinó. El peso de la botella no varió, pero al abrirla, notó que el aire penetraba dentro. Una vez abierta, la botella pesaba más. Pesó la ceniza de Sn calcinada y el aumento de peso coincidió con el aumento de peso de la botella. Dedujo que la calcinación es una combinación del metal con el aire.

* Priestley descubrió que al calentar HgO sólido, de color rojo, se descompone en Hg (líqu) y un gas que genera óxidos, alimenta la combustión y favorece la vida. Lo llamó oxígeno.

* Lavoisier calienta Hg con aire en un matraz cerrado conectado mediante un codo con un tubo invertido sobre Hg. Aparece una ceniza roja al tiempo que disminuye el volumen de aire. Al final desaparece 1/5 del volumen de aire; el aire residual no alimenta la llama ni la vida. Recoge las cenizas, vuelve a calcinar y produce Hg y un volumen de gas generador de óxido igual al desaparecido antes.

Concluye que el aire es una mezcla de dos gases: oxígeno (genera óxido) que actúa como comburente y aviva la llama, y ázoe (sin vida), llamado después nitrógeno.

¿Qué significa nitrógeno? ¿E hidrógeno?

* Para estudiar la reacción entre el mármol y los ácidos, se sitúa un tubo de ensayo con HCl sobre CaCO3. Al agitar, el ácido se derrama sobre el mármol produciéndose la reacción:

HCl (disolución) + CaCO3 (sólido) CaCl2 (disolución) + CO2 (gas) + H2O (líquido)

Si la reacción tiene lugar en un vaso abierto, la masa de las sustancias disminuye conforme transcurre la reacción (Balanza de arriba). Si se realiza en un vaso cerrado, no cambia la masa, porque el gas producido (incoloro, inodoro e insípido: aparentemente no existe) no escapa del recipiente (Abajo).

Efectuando las reacciones en recipientes cerrados, para que impidan el intercambio de gases, la masa total en una reacción química se conserva.

Lavoisier descubre y nombra los primeros elementos químicos (todavía no identificados con átomos) definidos como sustancias simples que no se pueden descomponer en otras. Inventa los sufijos –oso e –ico de la nomenclatura “tradicional”.

2.- Ley de Proust

Los químicos comprueban la ley de Lavoisier y miden las masas de los elementos al reaccionar en multitud de experiencias. En todas ellas se observa que:

Cuando dos o más elementos reaccionan para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una proporción en masa fija. Por ejemplo: 1,54 g de Cl con 1 g de Na. O bien, al descomponer un compuesto en sus elementos siempre se encuentra la misma proporción en peso; al descomponer 100 g obtenemos siempre las mismas cantidades de elementos, el mismo %.

Ejercicio 1.- En la reacción de oxígeno con hidrógeno para dar agua, se conocen las masas en gramos de las sustancias que se indican. Completa la tabla, explica qué leyes ponderales aplicas y qué es la composición centesimal del agua.

Hidrógeno 1 3 20 4

Oxígeno 8 4 16

Agua 9 27 18 100

Lección 2.- Gases, mol, reacciones, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas 21

2 Hg (líqu) + O2 (gas) 2 HgO(sólido rojo)

Hg

Aire

HgO

3.-Tabla de masas atómicas

a/ En las experiencias también se descubre que el H es el elemento químico que reacciona en menor cantidad con cualquier masa de otro. Así, 1 g de H reacciona con 23 g de Na para dar 24 g de NaH. (Y con 35,5 de Cl, 127 g de I, 39,1 de K, etc. para dar los respectivos compuestos binarios).

b/ Analicemos el caso del NaH, (reacciona un átomo de H por cada átomo de Na) en el que 1 g de H reacciona con 23 g de Na: multiplicando la masa de un átomo de Na (la llamamos Mat. Na que es desconocida) por el nº de átomos que hay (x, desconocido) sale 23 g, la masa de Na que reacciona: Mat. Na · x = 23 g Na

- Como reaccionan con los mismos x átomos de H: Mat. H · x = 1 g H

- Dividiendo miembro a miembro y simplificando la x:

La masa de un átomo de Na es 23 veces mayor que la de un átomo de H. (Y la del Cl 35,5 veces la de H, la de I 127 veces la de H, la de K 39,1 veces la de H, etc.)

c/ Si, arbitrariamente, elegimos la masa de un átomo de H como unidad y le llamamos unidad de masa atómica, Mat. H = 1 u, la masa de un átomo de sodio será: Mat. Na = 23 u. (y la Mat. Cl = 35,5 u, Mat I = 127 u, Mat. K = 39 u, Mat. O = 16 u, etc.). Esta es la tabla de masas atómicas relativas al átomo de H; posteriormente se eligió como unidad de masa atómica 1/12 de la masa del átomo 12

6C por problemas con decimales como se verá al estudiar el defecto de masa en la fusión nuclear.

Cómo medir cantidades muy pequeñas sin error (o con errores muy pequeños)* Al medir el período de un péndulo, se comete un error al poner en marcha el cronómetro y

otro error al pararlo: pongamos ¼ de segundo en cada uno. El error total absoluto es de 0,5 s y si el tiempo a medir es de 2 s, el error relativo es 0,5/2, del 25 %, muy grande. Para mejorar la medida, se deja oscilar 100 veces (durante 200 s) y el tiempo medido, con el error, es 200,5 s. Dividiendo por 100 oscilaciones, el período sale 200,5/100 = 2,005 s, un error de 0,25 %, 100 veces más pequeño. Hemos repartido el error absoluto entre las 100 oscilaciones.

* Al medir el volumen de una gota de agua calculando su volumen como el de una esfera (4/3··r3), debemos hacer una estimación de su radio, y el error resultará elevado. Si añadimos 20.000 gotas (el volumen de una gota es de unos 0,05 mL) a una probeta de 1 litro, el error de enrase es como mucho de 4 gotas (por exceso o por defecto). Dividimos el litro por el nº de gotas:

= 0,04999 mL/gota y el error absoluto es: 0,05 - 0,04999 = 10-5 mL

En tanto por ciento, el error es del 100·10-5/0,05 = 0,02 %. Hemos dividido el error absoluto al calcular el volumen de una gota entre 20.000 gotas. La medida es muy precisa.

* ¿Cómo medirías el espesor de un folio con una regla? * ¿Cómo medirías el espesor de un folio con una regla? ¿Cómo mejorarías la precisión de la medida utilizando la misma regla?

d/ Determinación de la Masa Atómica de un elemento químico. Se mide con precisión la masa de un número de átomos muy grande, y se divide por ese número, obteniendo la masa de un átomo con un error individual muy pequeño. La forma de elegir ese número tan grande, llamado nº de Avogadro, NA, es hacerlo igual al número de átomos contenido el 1 g de H (la x de antes; es igual al nº de átomos contenido en 23 g de Na, en 35,5 g de Cl, etc.). Experimentalmente, NA = 6,022·1023.

4.- Mol. Es la unidad del S.I. de la magnitud fundamental “cantidad de sustancia”.

a/ 1 mol es la cantidad de sustancia pura contenida en el número de Avogadro de partículas (NA = 6,022·1023) de esa sustancia.

* Haciendo una proporción: 1 mol de una sustancia contiene el NA de partículas; 2 moles contendrán 2·NA, n moles contendrán un nº de partículas x = n·NA

* O bien Despejando: x = nº partículas = nº moles·6·1023 = n·NA

b/ 1 mol de una sustancia pura, es la cantidad de esa sustancia que expresa su masa molecular en gramos (que será su masa molar): 1 mol = Mm g (mol es la abreviatura de molécula-gramo).


* Hagamos otra razón: 1 mol de una sustancia contiene una masa en gramos igual a la masa molecular (Mm) de esa sustancia; 2 moles contendrán 2·Mm g, n moles contendrán m = n·Mm

* O bien: Despejando:

El valor del NA está elegido de forma que sea la misma cifra la que expresa la masa de una especie química (átomo, molécula, etc.) en u, y la masa de un mol de esa misma especie en gramos.

* Es decir, la masa de una molécula de H2O es 18 u y la masa de un mol de H2O es 18 g; un mol de H2O contiene: NA moléculas de H2O, y por ello, NA átomos de O y 2·NA átomos de H.

* La masa de un átomo de H es 1 u y la masa de un mol de átomos de H es 1 g, conteniendo el NA de átomos. Es decir: 1 u·6,022·1023 = 1 g y despejando:

1 u = 1/6,022·1023 g = 1,66·10-24 g

c/ 1 mol de cualquier gas en condiciones normales (1 atm y 273 K) ocupa 22,4 litros. Es el volumen molar de los gases en c.n.: P·V = n·R·T. Sustituyendo: 1·V = 1·0,082·273 = 22,4Los siguientes elementos forman moléculas diatómicas: H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2.

Ejercicio 2.- Determina la masa molecular de los siguientes compuestos. A continuación, calcula su composición centesimal en peso. Masas atómicas: Ca = 40 u. C = 12 u. O = 16 u. H = 1 u.

a/ C4H10. b/ Ca(OH)2. c/ CaCO3

Sol. a/ C = 82,76. H = 17,24. b/ Ca = 54,05. H = 2,7. O = 43,24. c/ Ca = 40. C = 12. O = 48

Ejercicio 3.- Halla el número de moles, de moléculas y de átomos contenidos en: a/ 2 g de hidrógeno. b/ En 49 g de ácido sulfúrico. c/ En 20 L de oxígeno medido a 27 ºC y 1 atm.

Sol. a/ nº moles H2 = 1; nº moléculas H2 = NA; nº át H = 2·NA. b/ nº moles H2SO4 = 0,5; nº moléculas H2SO4 = 0,5·NA; nº át H = NA; nº át S = 0,5·NA; nº át O = 2·NA; c/ nº át O = 2·0,81·NA

5. Presión en fluidos. Presión atmosférica. Experiencia de Torricelli

a/ Presión. Es igual a la fuerza ejercida por unidad de superficie. P = F/S Unidades S.I.: 1 N/m2 = 1 Pascal = 1 Pa* La presión ejercida por un líquido en equilibrio a una profundidad h será igual al peso de la

columna de líquido dividido por la superficie sobre la que se apoya la columna:

b/ Vasos comunicantes* La altura del líquido en equilibrio es distinta en los

dos vasos que están comunicados pero separados por una válvula. Al abrirla, la presión en el fondo de la columna izquierda es mayor que en la derecha, por lo que ejerce una fuerza sobre el líquido en todas las direcciones, incluida la derecha, creando una corriente. Cesa, cuando se igualan las alturas y no hay diferencias de presión.

* En un líquido en equilibrio, la altura es la misma en todos los vasos sin depender de su forma, capacidad, etc. Si estuvieran a diferente altura habría un flujo del líquido desde el lugar de mayor presión (mayor altura) al de menor presión (menor altura), hasta que se igualaran las presiones (las alturas) y el líquido alcanzara el equilibrio.

* En consecuencia, los puntos de un mismo líquido en equilibrio A, B, C, D, E y F situados a la misma profundidad, sufren la misma presión: PA = PB = PC = PD = PE = PF.


C D

h

A B E F

h

* Si realizamos la experiencia con dos líquidos distintos, Hg y agua: cuando están en equilibrio, dos puntos del mismo fluido situados a la misma profundidad soportan la misma presión.

PA = PB h1·dagua·g = h2·dHg·gP´A = P´B (h1·dagua + h3·dHg)·g = (h2 + h3)·dHg·g

c/ Experiencia de Torricelli

Se llena con Hg un tubo de vidrio y se coloca boca abajo sobre un recipiente también con Hg. Si la altura del tubo es inferior a 76 cm, el Hg ocupa todo el tubo, pero si mide más, por ejemplo 1 m, el Hg desciende por el interior del tubo hasta una altura de 76 cm sobre la superficie libre exterior.

* La presión en B´ es debida al peso de la columna atmosférica que tiene encima, por unidad de superficie. Se llama presión atmosférica y en condiciones normales es de 1 atm. PB´ = 1 atm

* La presión en B es igual al peso de la columna de Hg de 760 mm de altura por unidad de superficie, ya que sobre el Hg no hay nada que ejerza presión (existe vacío).

= 760 mm Hg

Ya que se trata de un cilindro de base S y altura h.

* Igualando: PB = PB´ 1 atm = h· dHg ·g = 0,76 m·13.600 kg/m3·9,8 m/s2 = 101.300 N/m2 == 101.300 Pa = 1,013 bar = 1.013 mbar = 760 mm Hg

* Repitiendo la experiencia en una cámara donde se ha hecho el vacío, se observa que el mercurio desciende hasta el recipiente inferior. La responsable del fenómeno es la atmósfera.

Ejercicio 4.- a/ Repite la experiencia de Torricelli con agua. ¿Qué altura de una columna de agua equilibrará a la presión atmosférica? ¿Y si se inclina 45º? dagua = 1 g/mL. dHg·= 13.600 kg/m3

b/ Calcula la fuerza que ejerce la atmósfera sobre 1 m2 de suelo (el peso de esa columna de aire). ¿Qué fuerza ejerce sobre 1 cm2 de nuestra piel?

Sol. a/ h = 10,34 m. Igual. b/ 10,13 toneladas de aire. 1,013 kg de aire

6. Leyes físicas de los gases

a/ Ley de Boyle y Mariotte

* Situemos una cierta masa de gas (por ejemplo aire), a una temperatura T1 constante, en un cilindro cerrado con un émbolo de masa despreciable, sección S y que puede deslizar sin rozamientos (una jeringuilla obstruida). La presión inicial del gas es la presión atmosférica P1, y su volumen V1.

* Si colocamos una moneda de plomo sobre el émbolo, la presión es ahora: P2 = P1 + mPb·g/S y el gas se comprime hasta un volumen V2. Añadiendo sucesivas monedas de plomo, se obtienen pares de valores (P i, Vi) para esta masa de gas a la temperatura constante T1.

* Representando los valores de P frente a V y repitiendo la experiencia a distintas temperaturas se obtiene una familia de hipérbolas llamadas isotermas.

Para una misma masa de gas, a Tª constante, el producto P·V permanece constante:

P·V = k = P´·V´* Al aumentar la presión los gases se comprimen; pero por debajo de una cierta Tª crítica, al

aumentar más la presión los gases reales licuan, (V ≈ 0), y la ley de Boyle deja de cumplirse.


h = 76 cm

Vacío

Hg

Patm = 1 atm

B´ B

S

P1,V1 P2,V2 P3,V3 P4,V4 P5,V5 P6,V6

V

P

T1

T2

T3

P·V = k = P´·V´

P1

P2

P3

P4

P5

P6

V1 V2 V3 V4 V5 V6

Condensación

A

A´

B

B´

h1 h2

h3

Hg

H2O

b/ Ley de Charles (V/T = cte) y Gay-Lussac (P/T = cte)

* Sumergimos el cilindro conteniendo una cierta masa de gas, en un baño de agua a una temperatura T1. Si ahora calentamos el agua, el gas también se calentará y se dilatará empujando al émbolo y aumentando su volumen. Si enfriamos, el gas se contrae. La presión permanece constante.

* La representación de V frente a t, es una recta que corta al eje de Tª en -273,15 ºC = 0 K:

V = V0 + cte.·t

A 0 K el volumen de un gas ideal se reduce a 0. Si se elige 0 K como origen de Tª (escala Kelvin), cumple la ecuación:

V = k´·T o bien V/T = k´·

Para la misma masa de gas, a P constante, el volumen de un gas es proporcional a su Tª Kelvin.

* Los gases reales licuan por debajo de una temperatura determinada (a cualquier presión) y deja de cumplirse la ecuación anterior.

c/ Gases ideales. Son gases que cumplirían ambas leyes a cualquier temperatura o presión. No existen, son entes teóricos. Estarían formados por puntos materiales sin dimensiones (volumen despreciable) indeformables, que no interaccionan entre sí. Como los gases reales cumplen estas leyes a presiones bajas, decimos que en estas condiciones tienen comportamiento ideal.

d/ Hipótesis-ley de Avogadro. Volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen igual número de moléculas. Es decir, para la misma P y Tª, el volumen de un gas es proporcional a su número de moles (o de partículas).

V = cte·n o bien V/n = V´/n´

e/ Ecuación de Clapeyron. Combinando las dos primeras leyes, para una misma masa de

gas, el producto . Esta ecuación se reduce a las anteriores si hacemos T = cte o P = cte.

Por tanto, al cambiar un valor, cambian los demás siendo:

f/ La constante de los gases ideales, R. Valor de k´´. Empíricamente se sabe que para 1 mol de cualquier gas a 1 atm y 273 K (condiciones normales) ocupa 22,4 L (volumen molar en c.n.).

g/ Ecuación de los gases ideales. Para 2 moles de gas:

Para n moles de gas: o bien . P ·V = n·R·T

.

Ejercicio 5.- Deduce la ecuación que permite calcular la densidad de un gas a partir de la ecuación de los gases ideales.


2

2

1

1

T

Vk

T

V

273,15 K

= 0 ºC 0 K = -273ºC

V V

T

V0

V1

V2

T1

T2

Licuación

T1,V1 T2,V2 T3,V3 T4,V4 T5,V5 T6,V6

Sol. d = P·Mm/R·Th/ Presión parcial de un gas* Según la teoría cinética de los gases, las partículas de un gas chocan entre sí y contra las

paredes del recipiente que las contiene, ejerciendo sobre éstas una fuerza infinitesimal en cada choque. La suma de todas esas fuerzas infinitesimales dividida por la superficie de las paredes es la presión que ejerce el gas. La presión es proporcional al número de choques (y por tanto al número de moles del gas: P·V = n·R·T) y a la temperatura, que es la medida macroscópica de la energía cinética media de las partículas.

* En una mezcla de gases A y B, presión parcial de A es la presión que ejercen las moléculas del gas A como si estuvieran solas ocupando todo el volumen: PA·V = nA·R·T; para B, PB·V = nB·R·T.

i/ Ley de Dalton de las presiones parciales. Sumando miembro a miembro las dos ecuaciones anteriores, como la temperatura y el volumen son los mismos para los dos gases:

(PA + PB)·V = (nA + nB)·R·T = nTotal·R·T

“La presión total es igual a la suma de las presiones parciales”

PA + PB = PTotal siendo (nA + nB)·el nº de moles gaseosos totales: . PTotal ·V = nTotal·R·T .

Dividiendo miembro a miembro:

La presión parcial de un gas es igual a su fracción molar por la presión total.

Ejercicio 6.- Calcula: a/ El número de moléculas y átomos que hay en 1 litro de agua (d = 1 g/mL). b/ El volumen medio que ocupa una molécula de agua líquida y su longitud media. c/ Volumen medio que ocupa una molécula gaseosa en c.n. y su longitud, supuesta cúbica.d/ Número de moléculas de aire contenidas en 1 cm3 de aire en c.n.Sol. a/ 55,55·NA; nº át H = 2·55,55·NA; nº át O = 55,55·NA. b/ 3·10-26 L/moléc. 3,1·10-10 m. c/ V

= 3,7·10-23 L/ molécula. Longitud = 3,3·10-9 m. d/ 27·1018 moléculas

Ejercicio 7.- Tenemos 1 trillón de moléculas de CO2. Determina: a/ Su masa expresada en g. b/ El volumen que ocupan en c.n. c/ La masa en g de una molécula de CO2.

Sol. a/ m = 7,33·10-5 g. b/ V = 3,72·10-5 L. c/ 7,33·10-23 g

Ejercicio 8.- Determina: a/ El volumen que ocupan 578 g de NH3 gaseoso en condiciones normales. ¿Cuál es la densidad del amoniaco en estas condiciones? b/ El volumen que ocupan 1 trillón de moléculas de NH3 gaseoso a 27 ºC y 1 atm de presión. ¿Cuál es la densidad del amoniaco en estas condiciones? c/ La densidad de una sustancia gaseosa en c.n. es 1,964 g/L. Calcula su masa molecular.

Sol. a/ V = 761,6 L.. d = 0,759 g/L. b/ V = 4,08·10-5 L. d = 0,69 g/L. c/ 44 g

Ejercicio 9.- Completa la tabla para los siguientes gases en c.n.

Compuesto Masa(g) Mm nº moles V(m3) d(g/L)nº

moléculasnº átomos H

Metano 480

Hidrógeno gaseoso

4

Amoniaco 0,336

Ácido clorhídrico

1,2·1024


X 10 1,4286

Ejercicio 10.- Completa la tabla para las siguientes sustancias líquidas y sólidas.

Compuesto Masa(g) Mm nº moles V(dm3) d(g/cm3)Masa (g) de 1 molécula

nº moléculas

nº átomos de O

Ácido nítrico

500 1,45

Oxido de aluminio

4 2,4

Hidróxido de calcio

2.200 1

Dióxido de silicio

2,8 1,2·1024

Ejercicio 11.- La composición en volumen del aire es 79 % de N2 y 21 % de O2.Hallar: a/ La densidad del aire en c.n. y su Mm media. b/ Su densidad a 27 ºC y 2 atm de presión. c/ Las presiones parciales en b/. d/ Su composición en % en peso en c.n.

Sol. a/ 1,287 g/L. 28,84 u. b/ 2,345 g/L. c/ PO2 = 0,42 atm. PN2 = 1,58 atm. d/ % N2 = 76,7. % O2 = 23,3

Ejercicio 12.- Una mezcla de 34 g de NH3 y cierta cantidad de H2 ambos gaseosos, ocupan 49,2 litros medidos a la presión de 3 atm y 300 K. Calcular:

a/ El número total de moles gaseosos. b/ Los moles de cada gas. c/ La presión parcial y la fracción molar de cada gas. d/ La densidad y la composición de la mezcla en % en peso. e/ La composición de la mezcla en % en volumen.

Sol. a/ 6. b/ nNH3 = 2. nH2 = 4. c/ PNH3··= 1 atm. PH2 = 2 atm. XH2 = 4/6 = 0,66. XNH3 = 2/6 = 0,33. d/ 0,854 g/L. % peso NH3 = 80,95. % peso H2 = 19,05. e/ % Vol. NH3 = 33,33. % Vol H2 = 66,67.

7.- Identificación de las fórmulas empírica y molecular de un compuesto

i/ Fórmula empírica. Es la proporción más sencilla en la que se encuentran los átomos de los elementos en una sustancia pura. Conocido su % en peso, tomamos 100 g de compuesto y calculamos el nº de moles y de átomos de cada clase; dividimos el nº de átomos de cada elemento por el menor, obteniendo la relación en la que se encuentran por cada 1 del menor. Si no sale un número entero, se multiplica numerador y denominador por 2, 3, etc. hasta conseguir una relación de números enteros.

ii/ Fórmula molecular. Fórmula de la molécula real. (No sólo la proporción de nº de átomos). Conocida la fórmula empírica, si se puede calcular/medir la Mm de la sustancia (con P·V = n·R·T si es gas, o con las propiedades coligativas de las disoluciones) se determina su fórmula molecular.

Ejercicio 13.- Un compuesto posee una composición en masa de un 13,83 % de O, 16,19 % de As y 69,97 % de Ag. Determina su fórmula empírica.

Sol. (Ag3AsO4)n

Ejercicio 14.- Una sustancia posee una composición centesimal de un 30,05 % de O y 69,94 % de Fe. Determina su fórmula molecular más sencilla.

Sol. (Fe2O3)n

Ejercicio 15.- Una sustancia posee una composición centesimal de un 38 % de O, 26,60 % de K y 35,40 % de Cr. Determina su fórmula empírica.

Sol. (K2Cr2O7)n


Ejercicio 16.- El etanol tiene una masa molecular de 46 u y posee una composición centesimal en peso de 13,15 % de H, 34,72 % de O y 52,13 % de C. Determina su fórmula molecular.

Sol. C2H6O

Ejercicio 17.- El gas propano está formado por C e H y posee un 81,68 % en peso de C. Determina su fórmula molecular si su densidad en c.n. es 1,964 g/L.

Sol. C3H8

Ejercicio 18.- Un compuesto posee un 9,8 % de H, un 31,4 % de O y un 58,8 % de C. Su masa molecular es de 204 g/mol. Determina su fórmula empírica y molecular.

Sol. (C5H10O2)n. C10H20O4

Ejercicio 19.- Una muestra de 4,260 g fluoruro de hafnio puro contiene 1,272 g de flúor. Calcula la fórmula empírica del compuesto.

Sol. HfF4

Ejercicio 20.- La clorofila posee un átomo de Mg por molécula y un 2,72 % de Mg. Calcula su masa molecular.

Sol. Mm = 893,4

8.- Reacciones químicas. A partir de un dato cierto se calculan los moles de esa sustancia, y con los coeficientes de la reacción ajustada se calculan los moles del resto de sustancias.

Ejercicio 21.- Se hacen reaccionar 335,1 g de hierro con oxígeno en exceso hasta que se transforma completamente en óxido ferroso. Se pide:

a/ Escribe la reacción y ajústala. Calcula el número de moles de hierro que reaccionan. b/ Calcula los moles de O2 necesarios y los de óxido ferroso que se forman. c/ Calcula los g de O2 necesarios y de FeO que se producen. Comprueba la ley de Lavoisier. d/ Determina el número de moles de átomos de Fe y O que intervienen en la reacción. e/ Calcula el número de átomos de Fe y O y el de “moléculas” de FeO que intervienen.Sol.

Ejercicio 22.- Repite el problema anterior, si el mineral de Fe de partida posee un 85 % de riqueza, el producto final es óxido férrico y el rendimiento de la reacción es del 60 %.

Sol. 244,34 g de Fe2O3

Ejercicio 23.- En la combustión de 100 g de butano, C4H10, se produce CO2 y H2O. Se pide:

Lección 2.- Gases, mol, reacciones, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas

2 Fe + O2 2 FeO

Mat o Mm 55,85 16·2 = 32 71,85

g 335,1 3·32 = 96 71,85·6 = 431,1

nº moles 335,1/55,85= 6 6/2 = 3 6

nº partículas nº át = 6·NA nº át = 3·2·NA nº moléc = 6·NA

2 Fe + 3/2 O2 Fe2O3

Mat o Mm 55,85 32 159,7

g 335,1·0,85 = 284,835 3,825·32 = 122,4 2,55·159,7 = 407,235

nº moles 284,835/55,85 = 5,1 5,1·3/4 = 3,825 5,1/2 = 2,55

nº partículas 5,1·NA át 3,825·2·NA át. nº moléc = 2,55·NA

28

a/ Escribe la reacción y ajústala. Calcula el número de moles de cada sustancia, los gramos de H2O y CO2 que se producen y los de O2 necesarios.

b/ Calcula los litros aire medidos a 27 ºC y 750 mm Hg, necesarios para la combustión, si la composición volumétrica del aire es 79 % N2 y 21 % O2.

c/ Calcula el calor desprendido si el calor de combustión del butano es 124,7 kJ/mol. d/ Calcula los gramos de agua que se producirán si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

Sol. b/ Vaire = 1329,5 l. c/ Q = 214,48 kJ. d/ g = 124,13 g

Ejercicio 24.- El clorato potásico se descompone al calentarlo, produciendo cloruro potásico y oxígeno. Calcula el volumen de oxígeno medido en c.n. que se producirá al descomponer 180 g del clorato potásico si su riqueza es del 60 % y el rendimiento de la reacción del 90 %.

Sol. V = 26,65 L

Ejercicio 25.- Calcula la riqueza de un CaCO3, si 250 g reaccionan con HCl en exceso y se obtienen 20 L de CO2 medidos a 750 mm Hg y 27 ºC, si el rendimiento de la reacción es del 40 %.

Sol. 80%

Ejercicio 26.- Se hacen reaccionar 20 g de Na con 20 g de Cl. Determina el reactivo limitante, el reactivo en exceso, el nº de átomos de cada clase, los g y moles que reaccionan, los que sobran y los que se formarán de NaCl.

Sol. Exceso = 7,13 g Na. 32,76 g NaCl

Aplicación: Identificación de fórmulas empíricas y moleculares por análisis

Ejercicio 27.- En la combustión de 2,94 g de un hidrocarburo se obtienen 8,65 g de CO2 y 5,3 g de H2O. Determina la fórmula empírica. Si su densidad a 27 ºC y 1 atm es de 1,219 g/L, calcula su fórmula molecular.

Sol. Fórmula empírica: (CH3)n. Fórmula molecular: C2H6

Ejercicio 28.- La combustión de una muestra de 72,4 g de un compuesto orgánico que contiene C, H y O produjo 56,6 g de H2O, y 103,8 g de CO2. Determina la fórmula empírica del compuesto.

Sol. Fórmula empírica: (C3H8O3)n

Ejercicio 29.- La combustión de 3,004 g de un compuesto de C, H, O y N produce una mezcla gaseosa de 3.839 mL de dióxido de carbono y 240 mL de nitrógeno medidos a 757 mm de Hg y 20 ºC, y 1,613 g de agua. Calcula su fórmula molecular si su masa molecular es 151.

Sol. C8H9O2N

Ejercicio 30.- Un análisis de un compuesto orgánico demostró que contenía C, H, N, y O. La combustión completa de una muestra de 1,279 g del compuesto originó 1,60 g de CO2 y 0,77 g de H2O. Otra muestra de 1,625 g contiene 0,216 g de nitrógeno. ¿Cuál es su fórmula?

Sol. C3H7O3N

Ejercicio 31.- La combustión de 10,286 mg de un compuesto de C, H y O, produce 24,686 mg de dióxido de carbono y 5,049 mg de agua. ¿Cuál es su fórmula empírica? La densidad de este compuesto a 1 atm y 27 º C es de 4,471 g/L. Calcula su fórmula molecular.

Sol. Empírica: (C3H3O)n; Molecular: C6H6O2

9.- Formas de expresar la concentración de una disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que son indistinguibles incluso al microscopio; la que está en mayor cantidad es el disolvente, las demás solutos.

Una disolución permite preparar con mucha precisión cantidades infinitesimales de una sustancia que sería imposible medir directamente con una balanza.


i/ Disolvamos en agua 1,0000 g de NaCl pesados en una balanza (el error cometido afecta a la cuarta cifra decimal) hasta 1 L de disolución que medimos con un matraz aforado (el error cometido de volumen es de 1 o 2 gotas en 20.000 gotas que tiene 1 L).

ii/ Mediante pipeta (error de una milésima), tomamos 1 mL (que contiene 10-3 g de NaCl) y lo vertemos en un segundo matraz aforado de 1 L, diluyendo con agua hasta 1 L..

iii/ Tomamos del segundo matraz otro mL (ahora contiene 10-6 g de NaCl) y lo vertemos en un tercer matraz aforado de 1 L diluyendo con agua hasta 1 L..

iv/ Tomando 1 mL del tercer matraz, obtenemos con mucha precisión 10-9 g de NaCl, imposible de obtener por pesada directa.

v/ Tomando 1 mL del cuarto matraz, obtenemos 10-12 g de NaCl

Las reacciones en disolución son muy rápidas (son parecidas a las reacciones entre gases) porque las partículas pueden moverse entre las del disolvente como las de los gases por el vacío. Además permiten usar reactivos diluidos, ya que utilizarlos en estado puro es a veces inconveniente.

Muchas sustancias gaseosas (NH3, HCl) se transportan o conservan más fácilmente y con más seguridad disueltas en un líquido (en estos dos casos en agua).

* En una disolución se conserva la masa: la suma de las masas de soluto y disolvente es igual a la masa de la disolución.

* No se conserva el volumen: debido a las fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y disolvente se produce una disminución de la distancia entre ellas y una contracción de volumen variable, que depende de la intensidad de estas fuerzas. Para eludir este obstáculo, la concentración de una disolución no se expresa en función del volumen de soluto o disolvente.

a/ Porcentaje en peso . Son los g de soluto que hay en 100 g de disolución.

b/ Porcentaje en volumen . En 100 litros de aire hay 21 litros de O2 y 79 litros de N2.

Ejercicio 32.- Se disuelven 120 g de sal en agua y se añade más agua hasta un volumen de 1,5 litros. La densidad de la disolución resultante es 1,05 g/cm3. Calcula:

a/ La masa de la disolución. b/ La concentración en g/cm3 de disolución. c/ La masa de disolvente. d/ Su concentración en g de soluto por 100 cm3 de agua (densidad del agua pura es 1 g/cm3). e/ Los gramos de sal que hay en 1 kg de disolución. f/ Los gramos de sal que hay en 250 mL de disolución.

Sol. a/ 1.575 g. b/ 0,08 g/mL. c/ 1.455 g. d/ 8,247. e/ 76,19. f/ 20

c/ Molaridad, M . Es el número de moles de soluto que hay en 1 litro de disolución.

Despejando: nº moles = n = V·M …

d/ Molalidad, m . Moles de soluto que hay en 1 kg de disolvente:

e/ Fracción molar, X . En una mezcla, la fracción molar de una sustancia es el cociente del nº

de moles de esa sustancia y el nº de moles total. En una disolución:


1,0000 g

1 L

1 mL

10-3 g

1 mL 1 mL

10-6 g 10-9 g

1 L 1 L

1 mL

10-12 g

1 L

Multiplicando Xs por 100 resulta el % de moles de soluto frente a los moles totales, por lo que la X es el tanto por uno. La suma de todas las fracciones molares es igual a 1 (la suma de todos los % sale 100).

f/ Solubilidad . Es la concentración de una disolución saturada. En general, varía con la temperatura. Una disolución está saturada cuando no es capaz de disolver más soluto.

* Un sólido iónico (NaCl) se disuelve en un líquido polar (H2O) cuando las moléculas del disolvente atraídas por los iones de la superficie del cristal, crean un campo eléctrico tan intenso que la fuerza resultante es mayor que la que ejercen los iones vecinos, por lo que arrancan al ión del cristal que pasa a la disolución rodeado por una atmósfera de coordinación de moléculas de agua.

* Electrolitos son sustancias que en disolución acuosa producen iones. Por ej. ácidos y bases.* La disolución de sustancias covalentes tienen lugar por solvatación sin ionización.* La solubilidad de sólido en líquido suele aumentar con la Tª, al contrario que la de los gases.

Ejercicio 33.- Escribe las reacciones de ionización correspondientes y calcula el número de moles de los iones de cada clase que hay en 100 mL de disolución acuosa 0,5 M de:

a/ NaClb/ Fe(OH)2

c/ Ca3(PO4)2

d/ H2SO4

e/ Se mezclan 100 mL de HCl 0,5 M con 100 mL de H2SO4 0,5 M. Calcula la molaridad de H+

Sol. a/ nNa+ = nCl- = 0,05. b/ nFe2+ = 0,05. nOH- = 0,1. c/ nCa2+ = 0,15. nPO43- = 0,1. d/ nH+ = 0,1. nSO42- = 0,05. e/ [H+] = 0,75 M

Ejercicio 34.- Se disuelven 20,00 g de hidróxido de sodio en agua y se completa la disolución hasta 0,50 litros. Si la densidad de la disolución resultante es 1,05 g/mL, calcula:

a/ Su molaridad. b/ Su molalidad. c/ La fracción molar del soluto. d/ Su riqueza en % de soluto por 100 g de disolución.

Sol. a/ 1. b/ 0,99. c/ 0,0175. d/ 3,81 %

Ejercicio 35.- Se disuelven 80 g de cloruro amónico en 200 g de agua y la disolución obtenida tiene una densidad de 1,38 g/cm3. Calcula:

a/ El volumen de la disolución. b/ Expresa su concentración en g/L.. c/ Los gramos de cloruro amónico que hay en 2 kg de disolución. d/ ¿Y en 500 cm3 de disolución? e/ Calcula su molaridad.

Sol. a/ 202,9 mL. b/ 394,3 g/L. c/ 571,43 g. d/ 197,14 g. e/ 7,37

Ejercicio 36.- La densidad de una disolución 6 M de tetracloruro de carbono es 1,4 g/mL. Calcula la masa de tetracloruro de carbono que hay en 10 kg de disolución.

Sol. 6.600 g

Ejercicio 37.- En una experiencia a 25 ºC se determinó que en 1,5 litros de disolución acuosa saturada de cloruro de plata había 2,11·10-3 g de Ag+ disuelta. Calcula la molaridad de la disolución del AgCl y los gramos de AgCl disueltos.

Sol. M = 1,3·10-5. g AgCl = 2,8·10-3

Ejercicio 38.- La solubilidad del fluoruro de bario en agua a 25 ºC es de 0,13 g en 100 mL. Calcula la solubilidad de los iones Ba2+ y F- en moles por litro. ¿Cuántos g de Ba2+ hay?

Sol. [Ba2+] = 7,42·10-3 . [F-] = 1,48·10-2 . g Ba2+ = 0,102

Ejercicio 39.- Una disolución saturada de Fe(OH)3 contiene 4,5·10-10 moles/L. Calcula los g de los iones Fe3+ y OH- que contienen 10 L de dicha disolución.

Sol. g Fe3+ = 2,51·10-7; g OH- = 2,3·10-7


Formas de calcular la concentración de una disolución

Algunas sustancias (HCl, H2SO4, NH3, H3PO4, HNO3, etc.) no se comercializan en estado puro (es caro, difícil o peligroso de obtener/transportar) sino en disolución acuosa. Su etiqueta informa de que es un ácido/base concentrado con densidad d g/mL y una riqueza de un % en peso.

* La densidad se mide con un densímetro (flotador lastrado que se calibra con dos líquidos de densidades conocidas).

* La riqueza se determina mediante una valoración ácido-base.i/ Tomemos un volumen V de una disolución de densidad d g/mL y un % de riqueza:

* La masa en g de disolución que contiene es: mdis = V(mL) · d(g/mL) * La masa de soluto puro es el % de esta masa: msoluto = V(mL) · d(g/mL) · %

* Los moles de soluto contenidos en V son:

ii/ Tomemos un volumen de 1 litro = 1.000 mL de la disolución del ácido concentrado:* mdisolución = 1.000·d * msoluto = 1000·d·%* magua = mdis - mácido o bien magua = 1000·d·(1 - %)

* Los nsoluto contenidos en 1000 mL es la Molaridad:

iii/ Tomemos 100 g de disolución: * Contienen % g de soluto: nsoluto = 100·%/Mmsoluto

* Ocupan un volumen: V = 100/d mL = 0,1/d litros

* Su Molaridad es:

Ejercicio 40.- Un ácido clorhídrico tiene una densidad d = 1,19 g/mL y una riqueza del 36% en peso. Calcula: a/ Su concentración en g/L. b/ Molaridad. c/ Molalidad. d/ Fracción molar del soluto.

Sol. a/ 428,4. b/ 11,74. c/ 15,41. d/ 0,217

Ejercicio 41.- Un HCl tiene una densidad d = 1,19 g/mL y una riqueza del 36% en peso. a/ Calcula el volumen de ácido preciso para preparar 0,25 dm3 de disolución 1,25 M.b/ Calcula la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 250 mL del ácido concentrado

con 500 mL de ácido clorhídrico 3,00 M.Sol. a/ 26,62 mL. b/ 5,91

Ejercicio 42.- ¿Qué volumen de la disolución 1,25 M de ácido clorhídrico se necesitará para neutralizar 25 mL de disolución de hidróxido de calcio 2,5 M?

Sol. 0,1 litro

Ejercicio 43.- Un ácido sulfúrico concentrado de densidad d = 1,84 g/mL tiene una riqueza del 96 % en peso. Calcula: a/ Su concentración en g/L. b/ Molaridad. c/ Molalidad. d/ Fracción molar del soluto.

Sol. a/ 1.766,4 g/L. b/ 18,02. c/ 244,9. d/ 0,815

Ejercicio 44.- Un H2SO4 de densidad d = 1,84 g/mL tiene una riqueza del 96 %. a/ Se toman 10 mL de este ácido sulfúrico. Se añade agua hasta un volumen total de 250 mL.

De éstos, se toman 25 mL que se valoran con NaOH 3,5 M. ¿Cuántos mL de base serán necesarios? b/ Calcula el volumen del sulfúrico concentrado necesario para precipitar todo el bario (en

forma de sulfato de bario) contenido en 500 mL de disolución de hidróxido de bario 2 M. Sol. a/ 10,29 mL. b/ 55,48 mL

Ejercicio 45.- Un ácido ortofosfórico de d = 1,42 g/mL tiene una riqueza del 70 % en peso. a/ Calcula el volumen de este ácido necesario para precipitar todo el calcio (en forma de

ortofosfato tricálcico) contenido en 800 mL de disolución de hidróxido de calcio 2 M.


b/ Se toman 10 mL de este ácido. Se añade agua hasta un volumen total de 200 mL. De éstos, se toman 25 mL que se valoran con KOH 2,6 M. ¿Cuántos mililitros de base serán necesarios?

Sol. a/ 105,16 mL. b/ 14,63 mL

Ejercicio 46.- Un HNO3 concentrado de d = 1,405 g/mL tiene una riqueza del 68,1 % en peso. a/ Calcula el volumen de ácido necesario para disolver 10 g de zinc y producir nitrato de zinc

e hidrógeno. Calcula los gramos de hidrógeno producidos. b/ Se mezclan 10 mL del HNO3 con 40 mL de un ácido H2SO4 de d = 1,84 g/mL y del 96 % de

riqueza. Se añade agua hasta un volumen final de 250 mL. Calcula la molaridad de los iones H+. Sol. a/ V = 20,15 mL. g de H2 = 0,306. b/ 6,38

Ejercicio 47.- Se añade un ácido clorhídrico comercial del 32 % en peso de riqueza y densidad 1,16 g/mL a 120 g de sulfuro de hierro (II) del 60 % de riqueza. En la reacción se produce sulfuro de hidrógeno y cloruro de hierro (II).

a/ Ajusta la reacción y calcula el volumen de ácido necesario para que la reacción sea total. b/ Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno desprendido medido a 27 ºC y 745 mm Hg. c/ A continuación reacciona el FeCl2 con NaOH, dando hidróxido de hierro (II) y otra

sustancia. Calcula la masa de hidróxido de hierro (II) que se obtiene si el rendimiento es del 94 %.Sol. a/ 2 HCl + FeS FeCl2 + H2S. V = 161,18 mL. b/ 20,57 L. g de Fe(OH)2 = 69,18 g

10.- Teoría de Arrhenius de ácidos y bases

* Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa produce protones: HA ⇄ A- + H+

* Base es toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidróxido: BOH ⇄ B+ + OH-

i/ El agua está formada por moléculas covalentes polares y angulares que se atraen entre sí por puentes de H. Individualmente son neutras, por lo que no deberían conducir la corriente y en efecto su conductividad eléctrica es muy baja, pero no es nula.

No hay electrones o iones libres que puedan explicar el paso de corriente, por lo que se acepta que, debido a la agitación térmica, las moléculas de agua chocan violentamente entre sí, y algunas de ellas se rompen disociándose, dando H+ y OH- que serían los transportadores de carga.

El agua pura se autoioniza y actúa a la vez como ácido y como base. Las medidas de conductividad dan que a 25 ºC, el producto iónico del agua es constante y vale: Kw = [H+]·[OH-] = 10-14

(Los [] significan concentraciones molares)

H2O ⇄ OH- + H+ Despejando: [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L

Una disolución que posee estas concentraciones de OH- y H+ se dice que es neutra.

ii/ Concepto de pH. (Potencial de hidrógeno) Para evitar expresar la [H+] mediante potencias negativas (de cálculo laborioso), por comodidad de cálculo, se define pH como el cologaritmo de la concentración de H+:

pH = -log [H+]. Análogamente: pOH = -log [OH-].

Como [H+]·[OH-] = 10-14, tomando logaritmos: -log [H+] - log [OH-] = 14

pH + pOH = 14

Lección 2.- Gases, mol, reacciones, estequiometría, disoluciones, pH, propiedades coligativas

[H+] pH pOH [OH-]

1 M 0 14 10-14 M

10-1 M 1 13 10-13 M

10-7 M 7 7 10-7 M

10-14 M 14 0 1 M

Disolución [H+] pH

Ácida > 10-7 < 7

Neutra = 10-7 = 7

Básica < 10-7 > 7

33

H H O

-

+ + 104,5º

Ejercicio 48.- Calcula el pH de las disoluciones que tienen una concentración de H+ de: a/ 2,4·10-6 mol·l-1. b/ 3,7·10-15 mol·l-1. c/ 0,00133 mol·l-1. d/ 1 mol·l-1. e/ Ordénalas en orden

creciente de acidez.Sol. a/ 5,62. b/ 14,43. c/ 2,87. d/ 0. e/ b < a < c < d

Ejercicio 49.- Calcula la concentración de H+ en una disolución para que su pH sea: a/ 4,2. b/ 8,33. c/ 16,1. d/ – 0,5. e/ Ordénalas en orden creciente de basicidad.

Sol. a/ 6,3·10-5. b/ 4,7·10-9. c/ 7,94·10-17. d/ 3,16. e/ d < a < b < c

Ejercicio 50.- Calcula la concentración de H+ en una disolución para que su pOH sea: a/ 2,1. b/ 9,31. c/ 0. d/ – 1,22 . e/ Explica si son posibles y si son ácidas o básicas.

Sol. a/ 1,26·10-12 básica. b/ 2·10-5 ácida. c/ 1·10-14 básica. d/ 6·10-16 básica.

Ejercicio 51.- Calcula el pOH de una disolución que tiene una concentración de H+ de: a/ 0,01 mol·l-1. b/ 11 mol·l-1. c/ 2,4·10-6 mol·l-1. d/ 3,1·10-15. e/ Ordénalas en orden creciente de

basicidad.Sol. a/ 12. b/ 15,04. c/ 8,38. d/ -0,5. e/ b < a < c < d

Ejercicio 52.- Calcula el pH una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico.Sol. 0,7

Ejercicio 53.- Calcula el pH resultante si 5 mL de HCl 0,2 M se diluyen con agua hasta 1 litro. Sol. 3

Ejercicio 54.- Se disuelven 4 g de NaOH en 50 mL de agua. Calcula el pH.Sol. 14,3

Ejercicio 55.- Calcula el pH de una disolución 10-3 M de hidróxido de calcio. Sol. 11,3

Ejercicio 56.- Calcula el pOH de la disolución resultante de la mezcla de 20 mL de ácido clorhídrico 0,2 M con 40 mL de ácido sulfúrico 0,1 M.

Sol. = 13,3

Ejercicio 57.- Calcula el pOH de la disolución resultante de la mezcla de 5 mL de ácido clorhídrico 0,2 M con 5 mL de disolución 0,01 M de hidróxido sódico.

Sol. 12,98

11.- Valoraciones de neutralización ácido-base

Es un método experimental para medir la concentración desconocida de un ácido (acidimetría) o de una base (alcalimetría). Para ello se preparan disoluciones de un ácido o una base de concentración conocida.

a/ Preparación de 100 mL de disolución 0,3 M de KOH, a partir de KOH del 85 % de riquezanº moles = V·M = 0,1·0,3 = 0,03 Mm KOH = 56 g KOH = 0,03·56·100/85 = 1,976 g

Se pesa en la balanza sobre un vidrio de reloj limpio. Se traslada a un vaso pequeño lavando el vidrio y se disuelve con un poco de agua. Se vierte la disolución en un matraz aforado de 100 mL mediante embudo y varilla, lavando varias veces el vaso. Se enrasa el matraz con agua destilada y se agita.

b/ Preparación de 100 mL de HCl 0,5 M, a partir de HCl de d = 1,18 g/mL y 36 % de riqueza.nº moles = V·M = 0,1·0,5 = V·1,18·0,36/36,5 V = 4,3 mL


Se vierte un poco de HCl concentrado en un vaso pequeño y se homogeneiza el vaso y una pipeta. Se desecha este ácido y se repite el proceso dos veces. Se vierte de nuevo HCl conc. y se pipetean 4,3 mL que se introducen en un matraz aforado de 100 mL. Se enrasa con agua destilada y se agita.

c/ Indicadores. Son ácidos o bases orgánicos débiles con la propiedad de que sus formas ácida y básica tienen un color distinto. Al cambiar la concentración de H+ presentan un fuerte viraje de color incluso si está en muy bajas cantidades.

Por ejemplo, el tornasol tiene color azul en medio básico (OH-) y rojo en medio ácido (H+).

d/ Valoración de 25 mL de disolución de KOH de concentración (supuestamente) desconocida con HCl 0,5 M.

i/ Se colocan en un erlenmeyer 25 mL de KOH y dos gotas de tornasol, con lo que la disolución se pone azul. Se añade la disolución de HCl gota a gota desde la bureta, hasta que bruscamente se produce un cambio de color permanente de azul a rojo. En ese momento todo el KOH ha sido neutralizado y al añadir una gota en exceso de HCl, el indicador vira (gira) al rojo, que es el color que adopta en medio ácido.

La reacción es: HCl + KOH KCl + H2OQue en disolución acuosa tiene lugar entre iones:

H+ + Cl- + K+ + OH- K+ + Cl- + H2O

Y se resume en la neutralización de H+ con OH-: H+ + OH- H2O

Siendo Cl- y K+ iones espectadores, porque no participan en la reacción.

ii/ En el punto de equivalencia han reaccionado todos los moles de OH- existentes con los mismos moles de H+ añadidos. En este caso: nº moles HCl = nº moles KOH.

Como utilizamos 25 mL de KOH, se gastarán:

(V·M)HCl = (V·M)KOH V·0,5 = 25·0,3 = 7,55 V = 7,55/0,5 = 15,1 mL

Ejercicio 58.- Se disuelven en agua 0,272 g de hidróxido amónico hasta obtener 100 mL de disolución. Calcula:

a/ El volumen de HCl 0,02 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución de NH4OH. b/ Repite la valoración con ácido sulfúrico 0,02 M.

Sol. a/ 40 mL. b/ 20 mL.

Ejercicio 59.- Para llevar hasta el punto de equivalencia 100 mL de ácido nítrico se necesitaron 50 mL de hidróxido sódico 0,1 M. Calcula la concentración del ácido nítrico.

Sol. 0,05 M

Ejercicio 60.- Se mezclan 20 mL de una disolución de ácido clorhídrico 10-3 M con 20 mL de una disolución de hidróxido sódico cuya concentración desconocemos, dando una disolución de pH = 9. Calcula la concentración inicial del hidróxido sódico.

Sol. 1,02·10-3 M

12.- Propiedades coligativas de las disoluciones

Las propiedades constitutivas de una disolución (conductividad, índice de refracción, viscosidad, densidad…) dependen de sus constituyentes. Las propiedades coligativas dependen de las cantidades pero no de las naturalezas de soluto y disolvente. Son muy útiles para determinar Masas moleculares de sólidos y líquidos.

i/ Presión de vapor de un líquido


Erlenmeyer

25 mL HCl 0,5 M

Bureta

Papel blanco

25 mL de disolución de KOH de concentración desconocida

* Se vierte un líquido (agua por ejemplo) en el suelo de un recinto cerrado, a una determinada temperatura, formando un charco en equilibrio térmico con el suelo. Debido a la agitación térmica, algunas moléculas de la superficie del charco reciben choques de sus vecinas con suficiente energía como para escapar a fase de vapor. Se evaporan las moléculas “calientes”, más rápidas, con más energía y quedan en fase líquida las lentas, más “frías”, que aceptan calor del suelo ahora más caliente que ellas. El calor de vaporización lo extraen del suelo, que se enfría. (Igual ocurre al aplicar un ventilador sobre la piel húmeda: el viento arrastra las moléculas más rápidas, con más energía; se quedan las lentas/frías, a las que cede calor la piel, por lo que sentimos frío).

* Una vez en forma de gas, las moléculas de agua chocan elásticamente contra otras moléculas del aire o contra las paredes (ejercen una presión parcial); accidentalmente, cuando chocan contra la superficie del charco algunas vuelven a él (las lentas) mientras que otras rebotan.

* Para cada temperatura, el proceso de evaporación continúa. Si el recinto está cerrado, se llega a alcanzar un equilibrio dinámico en el que el nº de moléculas/segundo que se evaporan es igual al nº moléculas/s que vuelven al líquido: velocidadevaporación = velocidadcondensación En ese momento parece cesar la evaporación. Entonces se dice que el aire está saturado de humedad o que su humedad relativa (a esa Tª) es del 100 %.

* Presión de vapor de una sustancia a una temperatura es igual a la presión parcial de su vapor en equilibrio con la sustancia líquida/sólida.

* Medida de la presión de vapor. Inyectamos una cantidad suficiente de un líquido o un sólido volátil sobre el Hg de un tubo de Torricelli. Una vez alcanzado el equilibrio el mercurio desciende a un nuevo nivel: la presión sobre el Hg (h mm) es igual a la Pvapor de la sustancia (aquí coincide con Ptotal). Crece con la temperatura, de forma que a 100 ºC la Pvapor del agua es 760 mm Hg.

Ejercicio 61.- Se encierra 1,5 g de agua en un recipiente de 10 litros en el que se ha hecho el vacío. Se cierra y se mantiene la temperatura a 300 K. Si la presión de vapor del agua esa temperatura es 26,43 mm Hg, calcula:

a/ La cantidad de agua que se evapora una vez alcanzado el equilibrio. b/ Si el recipiente inicialmente está lleno con aire a 1 atm, calcula la presión parcial del vapor

de agua en el equilibrio. c/ Responde a/ y b/ si la temperatura es de 340 K. La Pvapor agua a 340 K es de 204,5 mm Sol. a/ g = 0,254. b/ 26,43 mm Hg. c/ g = 1,73; se evapora toda el agua. Pagua = 176,57 mm Hg

ii/ Ley de Raoult

La presión de vapor del disolvente en una disolución con un soluto no volátil es igual a la presión de vapor del disolvente puro por la fracción molar del disolvente. P = Pº·Xd

Si los dos componentes son líquidos: Pd = Pºd·Xd y Ps = Pºs·Xs por lo que Ptotal = Ps + Pd

* Las moléculas del disolvente que estadísticamente tuvieran que evaporarse, no lo hacen al estar sustituidas en la superficie de la disolución por moléculas del soluto no volátil.

* Si la fracción molar del disolvente fuera 1 (es decir, no hubiera soluto) entonces: P = Pº* Si la fracción molar del disolvente fuera 0 (es decir, sólo hubiera soluto) entonces: P = 0

iii/ Ascenso ebulloscópico. El aumento en el punto de ebullición de una disolución respecto del disolvente puro es igual a la constante ebulloscópica por la molalidad.

te = Ke·m

iv/ Descenso crioscópico. El descenso en el punto de fusión de una


760 mm

Vacío

Hg

Pvapor = h

760 - h

h

Descenso del P.F.

Ascenso del P.E.

t ºC

Disolución

Vapor deH2O

Hielo

Pre

sión

de

vapo

rm

m H

g

760

0º C

Descenso de la Pv

100

Descenso de la P0 a 100 ºC

H2Olíquida

Diagrama de fasesdel agua

Punto triple

4

Punto crítico374,1 ºC

disolución respecto del disolvente puro es igual a la constante crioscópica por la molalidad.

tc = Kc·mEjercicio 62.- Calcula el descenso de la presión de vapor del agua a 300 K si se añaden 54 g

de glucosa a 360 g de agua. La Pvapor agua a 300 ºC es de 26,43 mm Hg. Sol. 0,39 mm Hg

Ejercicio 63.- Calcula las temperaturas de fusión y ebullición de una disolución de 54 g de glucosa en 360 g de agua. Ke = 0,52 ºC·kg/mol. Kc = 1,86 ºC·kg/mol.

Sol. Tebu = 100,43 ºC. Tfus = -1,55 ºC

Ejercicio 64.- Calcula la masa molecular de una sustancia orgánica si al disolver 12 g en 100 g de agua, el descenso crioscópico de la disolución resultante es de 1,2 ºC. Kc = 1,86 ºC·kg/mol.

Sol. 186

v/ Presión osmótica,

* Un glóbulo rojo en contacto con una disolución salina concentrada, se arruga como una pasa, pasando agua del interior de la célula hacia a disolución salina (esto les ocurre a los náufragos que beben agua del mar: deshidratan su intestino rápidamente); puesto en contacto con agua destilada, se hincha como un globo hasta estallar; al pasar agua destilada al interior de la célula.

* Una membrana semipermeable (por sus poros pueden pasar sólo moléculas de disolvente) separa una disolución concentrada y el disolvente puro. Las moléculas de soluto atraen a las de disolvente, creándose una presión en la membrana que hace pasar moléculas del disolvente puro hacia la disolución.

* Es la presión que ejerce una membrana sobre una disolución en contacto con disolvente puro. En el dibujo se muestra su medida: = h·d·g

* Su valor es: ·V = nsoluto·R·T

(V = volumen de la disolución)La ósmosis inversa se produce al aumentar h, con

lo que pasa disolvente de la disolución concentrada a la diluida hasta restablecer el equilibrio osmótico.

Ejercicio 65.- Se disuelven en agua 4 g de un azúcar hasta conseguir 500 mL de disolución a 27 ºC. La presión osmótica de esta disolución es de 373,92 mm Hg. Calcular la Mm del azúcar.

Sol. 400

Ejercicios

Ejercicio 66 .- Calcula la composición en tanto por ciento en masa de los elementos en el C3H8O.

Sol. C = 60 %. H = 13,33 %. O = 26,67 %.

Ejercicio 67 .- Calcular la composición centesimal del CuSO4 Sol. Cu = 39,81 %. S = 20,06 %. O = 40,13 %.


Disolución concentrada

Disolvente puroMembrana

semipermeable

h

Ejercicio 68 .- La adrenalina contiene 59 % de C, 7,1 % de H, 7,65% de N y 26,23 % de O. Determina su fórmula empírica.

Sol. Mm = 183. C9H13O3NEjercicio 69 .- Un gramo de paracetamol contiene 0,6357 g de C, 0,0596 g de H, 0,2119 g de

O y el resto de N. Determina su fórmula empírica. Si su masa molecular es 151, determina su fórmula molecular.

Sol. C8H9NO2

Ejercicio 70 .- Un compuesto posee un 49 % de carbono, un 48,3 % de Cl y además contiene hidrógeno. Su densidad en condiciones normales es 6,563 g/l. Calcula sus fórmulas empírica y molecular.

Sol. (C3ClH2)n. Mm 147. C6H4Cl2

Ejercicio 71 .- Un nitrato de estaño contiene un 11,5 % de N. ¿Cuál es su fórmula?Sol. Sn(NO3)2

Ejercicio 72 .- El perclorato de plomo cristaliza en forma de hidrato Pb(ClO4)2 · x H2O. (x es el nº de moléculas de agua de hidratación). Si los cristales tienen un 45 % de Pb, determina el valor de x.

Sol. 3

Ejercicio 73 .- Una muestra de 4,845 g de un gas de fórmula molecular C2H4X2 ocupa un volumen de 1,22 L a 750 mm Hg y 27 ºC. Identifica al elemento X.

Sol. Cl

Ejercicio 74.- Se calientan 0,322 g de dióxido de manganeso a 800 ºC. Se desprende oxígeno y queda un residuo de 0,292 g de un óxido distinto. ¿Cuál es la fórmula empírica de este nuevo óxido?

Sol. Mn2O3

Ejercicio 75 .- La combustión de 10,286 g de un compuesto de C, H y O produce 12,567 L de dióxido de carbono medidos en condiciones normales y 5,049 g de agua. Su densidad a 1 atm y 27 ºC es de 4,471 g/L. Calcula su fórmula molecular.

Sol. C6H6O2

Ejercicio 76 .- Se produce la combustión de 2,2 g de un compuesto de C, H y S, obteniéndose 4,4 g de CO2. En el proceso, todo su azufre fue oxidado y, en forma de sulfato, fue tratado con sal de bario, obteniéndose 5,8325 g de BaSO4. Determina la fórmula empírica del compuesto. Otra muestra de 2,619 g del mismo compuesto fue vaporizada y calentada hasta 90 ºC a la presión de 1 atm. El volumen que ocupó fue 442,95 ml. Determina su fórmula molecular.

Sol. C8H16S2

Ejercicio 77 .- Se dispone de 500 mL de una disolución de HCl 0,2 M y se necesita que su concentración sea 0,5 M. Calcula el volumen de otra disolución de HCl 0,6 M que es necesario añadir.

Sol. 1,5 L

Ejercicio 78.- Un ácido clorhídrico concentrado tiene una densidad d = 1,19 g/mL y una concentración de 428,4 g/L. Calcula: a/ Su riqueza. b/ Molaridad. c/ Molalidad. d/ Fracción molar del soluto.

Sol. a/ 36%. b/ 11,74. c/ 15,41. d/ 0,217

Ejercicio 79.- Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad d = 1,54 g/mL y posee un 64 % de riqueza. Calcula el volumen necesario para preparar 300 mL de disolución 3 M.

Sol. 89,49 mL


Ejercicio 80.- Calcula la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de un ácido clorhídrico de concentración 428,4 g/L con 500 mL de ácido clorhídrico 3,00 M.

Sol. 5,91

Ejercicio 81.- Introducimos propano y oxígeno en un depósito de 500 L a 20 ºC hasta que sus presiones parciales son respectivamente, Ppropano = 0,75 atm y Poxígeno = 1 atm. Si reaccionan entre sí, calcula la masa de CO2 que se produce.

Sol. 549,4

Ejercicio 82.- Se encierra en un reactor una mezcla de CH4 (metano) y C2H2 (acetileno) con oxígeno en exceso, quemándose totalmente. Un análisis de los productos dio 8,140 g de dióxido de carbono y 2,664 g de agua. Calcula la cantidad de metano y acetileno quemados.

Sol. 0,592 CH4 y 1,924 g C2H2

Ejercicio 83.- Al calentar en presencia de oxígeno 104,46 g de cobre se forman 130,78 g de un óxido de cobre. Halla el número de átomos de cada clase y la fórmula del óxido formado.

Sol. CuO

Ejercicio 84.- El sodio metálico reacciona con el agua produciendo hidróxido de sodio e hidrógeno. Si reaccionan 42,13 g del metal con una pureza de 85 % con un exceso de agua, se pide:

a/ Volumen de hidrógeno producido medido a 27 ºC y 1,5 atm si el rendimiento de la reacción es del 90 %.

b/ Si se desean obtener 2 L de hidrógeno en esas condiciones, calcula la masa de sodio del 85 % que sería necesario.

Sol. a/ 11,5 L. b/ 7,33 g

Ejercicio 85.- En la reacción: 3 MnO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 Mn , calcula la cantidad de Mn que se obtendrá a partir de 800 g de MnO2 del 54,95 % de riqueza si se hacen reaccionar con 400 g de Al del 35,00 % de riqueza. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Sol. Al. 213,88 g Mn

Ejercicio 86.- En la reacción: Al + 3 HCl 3/2 H2 + AlCl3 , calcula el volumen de H2

medido a 27 ºC y 2 atm que se produce al reaccionar 80 g de Al del 35% de riqueza con 500 mL de HCl 2 M

Sol. 6,38 L

Ejercicio 87.- El tricloruro de fósforo se prepara por reacción de Cl2 gas y P sólido. Si el rendimiento de la reacción es del 60 %:

a/ Escribe la reacción ajustada. Calcula la masa de fósforo necesaria para preparar 100 g de compuesto.

b/ El cloro necesario para la reacción se obtiene de la electrolisis de cloruro de sodio fundido. ¿Qué masa de cloruro de sodio será necesaria si su riqueza es del 80 %?

Sol. a/ 37,57 g. b/ 265,88 g

Ejercicio 88.- Se calientan 2,408 g de sulfato de cobre (II) hidratado hasta que su peso permanece constante en 1,539 g. ¿Cuál es la fórmula de la sal hidratada?

Sol. CuSO4.5 H2O


física y química 1º bachiller: formulación -estequiometria

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