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MOL. Nº AVOGADRO

GASES

TEMA 4

Pág. 198 libro (Unidad 10)

CONCEPTOS PREVIOS

Teoría atómica de Dalton

• Supuestos de Dalton

– Elementos constituidos por átomos, partículas separadas e indivisibles

– Átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en resto de

propiedades

– Átomos de distintos elementos masa y propiedades diferentes

– Compuestos se forman por unión de átomos en relación numérica sencilla

– Los átomos de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa

y en todas sus otras propiedades.

• Las leyes ponderales son aquellas que rigen el comportamiento

de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de

las sustancias que participan.

• Las suposiciones de Dalton permiten explicar las leyes ponderales

Justificación de leyes ponderales según la Teoría atómica de Dalton

• Ley de la conservación de la masa (Ley de Lavoisier)

Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de consistir únicamente en un reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de átomos presentes.

Justificación de leyes ponderales

• Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust)

La proporción entre las masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo

Justificación de leyes ponderales • Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Cuando dos elementos se combinan entre sí parta formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de número enteros sencillos

• Por ejemplo, el carbono y el oxígeno forman dos compuestos comunes que son el dióxido de carbono (CO2) y el monóxido de carbono (CO).

• El cuadro muestra las relaciones entre los compuestos, así:

• Al comparar la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con una misma masa de carbono (12g), se obtiene que esta proporción es de 32g O: 16g O, lo que es igual a 2:1 ó 2 (un número entero pequeño).

Principio de Avogadro • Principio de Avogadro (Ley de Avogadro)

• Los volúmenes de sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de P y T, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos

• Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas

Masa atómica • Masa atómica (Ar; masa atómica relativa): es la masa de un

átomo en reposo.

Las masas atómicas de los elementos químicos se calculan con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos.

La unidad de masa atómica en el Sistema Internacional se denomina “unidad de masa atómica unificada” y se representa por la letra u.

• Unidad de masa atómica unificada (u): también, recibe el nombre de Dalton (Da), en honor al químico con ese apellido. Se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12 (equivale aproximadamente a la masa de un protón).

Masa molecular • Masa molecular: es la masa correspondiente a la molécula de un

determinado compuesto en unidad de masa atómica.

Se calcula a partir de las masas atómicas de los elementos que componen la molécula.

Ejemplo: determina la masa molecular del ácido sulfúrico, sabiendo que las masas atómicas de los elementos son: Masa atómica S = 32 u; M.at. O = 16 u; M.at. H = 1 u

Ácido sulfúrico: H2SO4

Masa molecular H2SO4 = 2 átomos H · 1 u/átH + 1 at. S · 32 u/atS + 4 at. O · 16 u/atO = 2 u + 32 u + 64 u = 98 u

Mol. Nº de Avogadro • Mol; unidad con la que se mide la cantidad de una sustancia

• El número de unidades elementales (átomos, moléculas, etc existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado.

• Esta cantidad es llamada número de Avogadro y equivale a 6,02 · 1023 unidades (átomos, moléculas, etc.) de la sustancia

• Número de Avogadro = 6,02 · 1023 moléculas(átomos)/mol

• Esta relación implica otras consideraciones: – La masa en gramos de un mol de átomos (M), es igual a la masa atómica

de ese átomo

Ej; Masa de 1 átomo de Fe; 55,8 u Masa de 1 mol de átomo s de Fe; 55,8 g/mol

– De igual forma, la masa en gramos de un mol de moléculas, es igual a la masa molecular de esa molécula

Ej; Masa de 1 molécula de agua; 18 u Masa de 1 mol de moléculas de agua; 18 g/mol

Mol. Nº de Avogadro EJEMPLO 5 LIBRO, PÁG. 207

Mol. Nº de Avogadro EJERCICIOS

• Actvs. 9, 11, 13, 14 libro (pág. 207)

• 1) Determina el número de gramos y de moléculas presentes en 5 moles de agua (ArH = 1 u; ArO = 16 u)

• 2) Halla la masa y moles correspondientes a 5 · 1025 átomos de carbono (ArC = 12 u)

• 3) Calcula los moles, moléculas y átomos que contienen 180 gramos de amoniaco (ArH = 1 u; ArN = 14 u)

GASES Págs. 208-210 LIBRO

Leyes de los gases Ley de Boyle-Mariotte

• A temperatura constante, el producto de presión de un gas por el volumen que ocupa es una constante

P1·V1 = P2·V2

• Ejemplo 6, pág. 208. Un recipiente contiene 0,2 m3 de cierto gas a presión de 100 atm. ¿Qué volumen ocuparía el gas si estuviera a la presión normal (P=1 atm) y a la misma temperatura?

Leyes de los gases Ley de Charles – Gay-Lussac

• A presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye (directamente proporcionales)

V1 / T1 = V2 / T2

• Temperatura se mide en ºK (0ºC = 273 ºK)

• Ejemplo 7, pág. 208. Un gas a 30ºC ocupa 3,25 litros. Si la presión se mantiene constante, ¿cuál será el volumen del gas si lo enfriamos hasta 2ºC?

Leyes de los gases Ley completa de los gases

• Resume la ley de Boyle-Mariotte y la ley de Charles-Gay Lussac

• Para una cantidad determinada de gas, el producto de su presión por el volumen dividido por la temperatura absoluta (temperatura en ºK) es una cantidad constante

(P1 · V1 ) / T1 = (P2 · V2) / T2

• Ejemplo 8, pág. 208. Una cantidad de gas que ocupa un volumen de 3 litros a 25ºC y 740 mm de Hg de presión, ¿qué volumen ocupará en condiciones normales, o sea, de 0ºC y 760 mm de Hg?

Ecuación de estado de los gases ideales Ecuación de estado de gases ideales

• Deducida a partir de ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles-Gay Lussac y la ley de Avogadro

• Ley de los gases ideales

P·V = n·R·T

• Siendo P la presión (en atmósferas), V el volumen (en litros), n el nº de moles del gas, R la constante universal de los gases y T la temperatura (en ºK)

• R = 0,082 atm · l / (K · mol) = 8,314 J / (K · mol)

• CONDICIONES NORMALES

– P = 1 atm (= 760 mm Hg = 105 Pa)

– T = 0ºC (= 273 ºK)

Volumen que ocupa 1 mol (n=1) = 22,4 l (V=22,4 l)

Ecuación de estado de los gases ideales Ecuación de estado de gases ideales

• Ley de los gases ideales

P·V = n·R·T

Otra forma de expresar la ecuación:

P·V=m/M·R·T P·M=m/V·R·T P·M = d·R·T (siendo d la densidad y M la masa molecular)

• Ejemplo 9, pág. 209. Calcula el nº de moles que contiene un gas que ocupa un volumen de 3 l. a 25 ºC de temperatura y 740 mm de Hg

• Ejemplo 10, pág. 209. Determina el nº de moles de dióxido de carbono que contienen 100 g. de este gas y su volumen, a 1 atm y 0ºC.

Mezcla de gases. Presión parcial Supongamos que un recipiente, con volumen V, y temperatura T,

contiene una mezcla de 3 gases; A, B y C

• Presión parcial de cada gas. Presión que ocuparía cada gas si ocupara, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la misma temperatura

PA·V = nA·R·T

PB·V = nB·R·T

PC·V = nC·R·T

• Presión total (PT). Suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla, en las mismas condiciones de T y V.

PT = PA + PB + PC

nT = nA + nB + nC

PT·V = nT·R·T

• Ejemplo 11, pág. 210

• RELACIÓN DE EJERCICIOS DE GASES

DETERMINACIÓN FÓRMULA EMPÍRICA / MOLECULAR

PÁG. 266 LIBRO

DISOLUCIONES Págs. 214-218 LIBRO

Disoluciones Concepto de disolución

• Mezcla homogénea (en todos sus puntos, las sustancias que la integran tienen igual composición y propiedades) de sustancias en igual o distintos estados de agregación.

• Componentes de una disolución

– Disolvente: Es el componente donde se disuelven los otros componentes. En disoluciones que tienen distinto estado de agregación, el disolvente es el que tiene el mismo estado de agregación que la disolución. En disoluciones con igual estado de agregación, el disolvente es el que suele estar en mayor proporción.

– Soluto: Puede ser una única sustancia o varias distintas. El soluto es la sustancia que se disuelve dentro del disolvente. En disoluciones con igual estado de agregación, el soluto, es el componente que aparece en menor proporción

Disoluciones Clasificación de disoluciones según el estado de agregación de los componentes

Disoluciones Clasificación de las disoluciones según la proporción de los componentes

• Diluida: cuando tienen muy poco soluto, con respecto a lo que puede admitir el disolvente

• Concentrada: tiene mucho soluto, pero sin llegar al máximo que puede admitir

• Saturada: tiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir el disolvente a una determinada temperatura. Esta máxima cantidad recibe el nombre de solubilidad

• Sobresaturada: tiene más cantidad de soluto del que puede admitir a una determinada temperatura. Es una disolución inestable que enseguida precipita el soluto que está en exceso convirtiéndose en saturada (se consigue elevando la temperatura, disolviendo más soluto y enfriando rápidamente)

Disoluciones Formas de expresar la concentración de una disolución

1. Tanto por ciento en masa (Porcentaje en masa)

2. Tanto por ciento en volumen (Porcentaje en volumen)

3. Gramos por litro

4. Molaridad

5. Molalidad

6. Normalidad

7. Fracción molar del disolvente


Tanto por ciento en masa (Porcentaje en masa)

Ejemplo 12, pág. 215. Expresa la concentración de cloruro de sodio en tanto por ciento en masa al disolver 80 g. de cloruro de sodio en 1 l. de agua.


Tanto por ciento en volumen (Porcentaje en volumen)

Ejemplo 13, pág. 215.


Gramos por litro


Molaridad

Ejemplo 14, pág. 216


Molalidad


molalidad


Normalidad


Fracción molar


Disoluciones SOLUBILIDAD

• La concentración de una disolución saturada a una temperatura determinada se denomina solubilidad

• Puede expresarse en cualquier unidad de concentración, pero es más habitual en g. soluto por 100 g. de disolvente o en molaridad

• Solubilidad de un soluto sólido en un disolvente aumenta al elevar la temperatura (se puede disolver más cantidad de soluto si aumentamos la temperatura de la mezcla)

• En el caso de gases, la solubilidad de un gas en un disolvente aumenta al disminuir la temperatura

• Ejemplo 17, pág. 218


FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

• Fórmula Empírica. Indica la relación más sencilla que existe entre los átomos que integran la molécula. Por ejemplo, si la fórmula es H2O2 la fórmula empírica es HO (un átomo de hidrógeno por cada átomo de oxígeno).

• Fórmula Molecular. Indica la relación real que existe entre los átomos que integran la molécula. En el ejemplo anterior la fórmula es H2O2 (dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno)

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR Fórmula Empírica: nos indica la relación más sencilla que existe entre los átomos que integran la molécula. Por ejemplo, si la fórmula es H2O2 la fórmula empírica es HO (un átomo de hidrógeno por cada átomo de oxígeno). Fórmula Molecular: nos indica la relación real que existe entre los átomos que integran la molécula. En el ejemplo anterior la fórmula es H2O2 (dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno)

Posteriormente, habría que determinar la masa de la fórmula empírica. En este caso Mfórmula empírica = 12·2 + 5·1 = 29 g/mol A continuación se divide la Masa molecular real (nos la da el enunciado, 58,24 g/mol, si no la calculamos) entre la Mfórmula empírica. 58,24 / 29 = 2 Finalmente, multiplicamos la fórmula empírica por el número obtenido y así determinamos la fomula molecular. 2·(C2H5) = C4H10 (butano)

RELACIÓN DE EJERCICIOS DE DISOLUCIONES, FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

MEZCLAS. TÉCNICAS DE SEPARACIÓN (ESTUDIAR POR EL LIBRO)

Págs. 212, 213 LIBRO

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