1. INTRODUCCIÓN A LA ESTRUCTURA ATÓMICA – MOLECULAR

Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. A las

porciones individuales de materia se denominan cuerpos.

Las distintas formas de materia se diferencian mediante ciertas cualidades que afectan

directa o indirectamente a nuestros sentidos, las cuales se denominan propiedades

físicas. Son propiedades físicas aquellas que muestran los cuerpos materiales cuando

no se altera su composición.

Las propiedades físicas las podemos dividir en tres grupos:

1. Propiedades específicas: son características de un cuerpo determinado. No

dependen de la cantidad de muestra.

2. Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de muestra investigada.

3. Condiciones: propiedades que pueden cambiar de valor en una misma

muestra.

1.- Escribe ejemplos de propiedades físicas en cada uno de los grupos

Son propiedades químicas aquellas que únicamente se ponen de manifiesto

cuando una sustancia se transforma en otras. El mayor o menor grado de oxidación

que puede sufrir una sustancia, la facilidad con que es atacada por otra sustancia,

constituyen entre otros, ejemplos de este tipo de propiedades.

La materia se presenta en tres formas distintas o estados que se designan con

los nombres de estado sólido, estado líquido y estado gaseoso.

2.- Escribe los nombres de los cambios de estado entre los tres estados de la materia.

1.1. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

La materia puede presentarse en dos formas distintas:

1. Homogénea: sus propiedades y composición son iguales en cualquier punto de

la muestra.

2. Heterogénea: está formada por dos o más porciones diferentes, separadas por

superficies definidas, a través de las cuales las propiedades cambian

bruscamente. Se pueden separar sus componentes por medios físicos.

Las sustancias homogéneas se pueden dividir, a su vez, en dos grupos:

1. Sustancia pura: presentan una composición uniforme y completamente

invariable.

2. Disoluciones: sistemas homogéneos que pueden tener una composición

variable. Se pueden separar en sus componentes por procedimientos físicos

que impliquen un cambio de estado. Las propiedades de las disoluciones

dependen de su composición.

Las sustancias puras comprenden dos grupos:

1. Elemento químico: es toda sustancia que no es posible separar en otras más

simples por ningún procedimiento, ni físico ni químico.

2. Compuestos: sustancias formadas por dos o más elementos y que pueden

descomponerse en éstos por medios químicos apropiados. Los compuestos se

forman a partir de los elementos en proporción invariable. Los compuestos

tienen sus propiedades específicas correspondientes.

3.- Clasifica las siguientes sustancias: azúcar, granito, agua potable, anillo de oro,

mercurio, tinta, hielo, puñado de tierra, refresco de naranja, hilo de cobre, gasolina

y aire.

Existen grupos intermedios entre las disoluciones y las mezclas heterogéneas:

a) Suspensiones: mezclas heterogéneas (arena muy fina + agua) en el que las

partículas dispersadas son muy grandes y sedimentan en reposo por acción de

la gravedad, sin embargo otras quedan flotando en el disolvente.

b) Coloides: casos intermedios en los que las partículas dispersas son tan

pequeñas que no sedimentan y están suspendidas, y solo pueden reconocerse

porque reflejan y refractan la luz que incide sobre ellas.

Aerosoles: partículas líquidas o sólidas dispersas en un gas (nubes, nieblas, spray)

Soles: sólidos dispersos en líquidos que tienen aspecto líquido (pintura, tinta)

Geles: fibras entrelazadas en cuyo interior queda atrapado un líquido, su aspecto

es sólido (flanes, gelatina)

Emulsiones: dos líquidos inmiscibles, es necesario un agente emulsionante que

estabilice el coloide (mayonesa → aceite + limón, agente yema de

huevo; leche → gotitas de grasa + agua, emulsionante la caseina)

La gran cantidad de elementos y compuestos químicos existentes dio origen a la

nomenclatura, con la creación de los símbolos y fórmulas químicas que simplifican el

estudio de los mismos.

1. Símbolo : es la letra o letras con que se designa un átomo de un elemento. El

símbolo es, por tanto, la representación química de un átomo. Si el símbolo del

elemento es una sola letra esta se escribe siempre en mayúscula, pero si esta

formado por dos letras la primera viene en mayúscula y la segunda en

minúscula.

2. Fórmula : es la representación química de las moléculas de los elementos y de

los compuestos. La fórmula está constituida por la combinación de los

símbolos de los elementos que componen el cuerpo químico, afectado cada

uno por un subíndice que indica el número de átomos de ese elemento que

entran en la molécula.

Cuando la molécula de un elemento químico es monoatómica, entonces el símbolo y

la fórmula de ese cuerpo coinciden. Tal ocurre con los gases nobles y la mayoría de

los metales.

1.2. DISOLUCIONES

Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras donde las partículas

disueltas son iones, moléculas aisladas o agrupaciones muy pequeñas de estos

componentes, por lo que no sedimentan aunque empleemos potentes

centrifugadoras.

En una disolución podemos distinguir dos tipos de componentes:

1. Soluto: el componente que se encuentra en menor proporción

2. Disolvente: el componente que se encuentra en mayor proporción.

La distinción entre soluto y disolvente es siempre convencional. Si uno de los

componentes es el agua, siempre será el disolvente aunque esté en menor

proporción.

Tanto el soluto como el disolvente pueden estar en cualquiera de los tres estados de

la materia, aunque las disoluciones más usuales y utilizadas son aquellas en las que

el soluto es un sólido y el disolvente es un líquido

4.- Poner ejemplos de disoluciones en las cuales el soluto y el disolvente está en otros

estados de la materia.

Para que una disolución quede completamente definida, debemos conocer la

naturaleza de sus componentes y las cantidades relativas en las que se hallan.

Cuando una disolución contiene, a una cierta temperatura, la máxima cantidad posible

de soluto en una determinada cantidad de disolvente, decimos que estamos ante una

disolución saturada.

Si la cantidad de soluto en esa misma cantidad de disolvente está próxima a la

saturación, la denominamos concentrada.

Por último, si la cantidad de soluto es muy pequeña con respecto a la del soluto en la

disolución saturada, diremos que está diluida.

La cantidad de sustancia disuelta en un peso o volumen determinado de disolución, o

incluso de disolvente, constituye la concentración de la disolución.

Las unidades de concentración más utilizadas son las siguientes:

a) Tanto por ciento en peso: masa de soluto en gramos en cada 100 g de

disolución.

% = 100·(g) disolución masa

(g) soluto masa

b) Gramos por litro: masa soluto (g) en cada litro de disolución

g/l = (l) disolución

)(

volumen

gsolutomasa

c) Molaridad: moles de soluto por cada litro de disolución

M = (l) disolución devolumen

soluto de moles

La unidad en que se expresa es mol/L, aunque comúnmente suele indicarse el

resultado como x M (se lee x molar), donde x puede tomar cualquier valor.

Para transformar unidades de concentración referidos a peso, a unidades de

concentración referidas a volumen, o viceversa, se necesita conocer la concentración

de la disolución.

5.- En 40 g de agua se disuelven 5 g de ácido clorhídrico. La densidad de la

disolución, a 20 ºC es de 1,06 g/cm3. Calcular la concentración de la disolución:

a) En tanto por ciento en peso

b) En gramos por litro

c) La molaridad

6.- ¿Cuál será la concentración en g/l de una disolución formada al disolver 20 g de

ioduro de potasio en 500 g de agua? ¿Y su molaridad? Densidad de la disolución

1,1 g/cm3.

7.- Mezclamos medio litro de disolución de cloruro de sodio de concentración 10 g/l

con medio litro de la misma disolución. ¿Cuál será la concentración del litro de

disolución así formado?

8.- Un ácido clorhídrico concentrado contiene 35,2 % de ácido clorhídrico y su

densidad es 1,175 g/cm3. Calcular el volumen de este ácido que se necesita para

preparar tres litros de ácido 2 M.

9.- Se disuelven 180 g de sosa cáustica (NaOH) en 400 g de agua. La densidad de la

disolución es de 1,340 g/cm3. Calcular la concentración de la disolución:

a) En tanto por ciento en peso

b) En gramos por litro

c) La molaridad

10.- Un ácido sulfúrico concentrado, cuya densidad es 1,813 g/cm3, contiene 91,33 %

de ácido. Calcular su concentración en g/l y su molaridad.

11.- Se añaden 6 g de cloruro de potasio a 80 g de una disolución de cloruro de

potasio al 12 % en peso. Si la densidad de la disolución resultante es 1,214 g/cm3.

Calcular la molaridad de la disolución que resulte.

12.- Un ácido nítrico concentrado de concentración 63,1 % en peso de ácido, tiene una

densidad de 1,348 g/cm3. Calcular el volumen de este ácido que se necesita para

preparar un litro 3 M.

1.3. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS

La revolución de la química tuvo lugar a finales del siglo XVIII, con más de un siglo de

retraso con respecto a la física. La causa de esto hay que buscarla en la dificultad de

estudiar los complejos sistemas químicos, que requerían nuevas técnicas de trabajo

experimental y una mejora en la precisión a la hora de medir las masas y los

volúmenes que aparecen en las reacciones. En el siglo XVIII se perfeccionaron las

técnicas y se concedió la debida importancia a la medida, lo que permitió descubrir y

enunciar importantes leyes.

Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas.

Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que

intervienen en las reacciones químicas.

Ley de conservación de la masa

La masa de un sistema cerrado permanece invariable cualquiera que sea la

transformación que ocurra dentro de él. Esto es, en términos químicos, la masa de los

cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Esta ley se debe a Lavoisier. Esta ley no es absolutamente exacta. Según la ecuación

de Einstein E = m·c2, cuando un sistema desprende energía pierde a la vez parte de la

masa.

13.- Completar la tabla siguiente:

CO (g) + ½ O2 ( g) → CO2 (g)

56 g + x → 88 g

28 g + 16 g → x

7 g + x → 11 g

Ley de las proporciones definidas

Cuando dos o mas elementos o compuestos se combinan para formar un determinado

compuesto lo hacen en una relación en peso fija. Esta ley se debe a Proust.

Si en el ejercicio anterior hacemos una tabla donde aparezca la proporción entre el

monóxido de carbono y el oxígeno nos encontramos con:

La tercera columna nos muestra una relación constante.

14.- Completa los datos de las tablas indicando la ley ponderal que usas:

Carbonato de

calcio (g)

Oxido de

calcio (g)

Dióxido de

carbono (g)

50 28 22

75 42

5

10

15

15.- El bromo y el potasio se combinan para dar bromuro de potasio en una proporción

de 79,9 g de bromo y 39,1 g de potasio. ¿Cuál será la cantidad de potasio

necesaria para combinarse con 25 g de bromo?

16.- El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación:

71 g de cloro con 46 g de sodio. Calcula:

a) La cantidad necesaria de sodio para que se combina totalmente con 30 g de

cloro.

Monóxido de

carbono (g)

Oxígeno (g)

2O de Masa

CO de Masa

56 32 1,75

28 16 1,75

7 4 1,75

Carbono (g) Oxígeno (g) Dióxido de

carbono (g)

12 32

6 22

3

b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80

g de sodio.

1.4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Las leyes de las combinaciones químicas encontraron una explicación en la teoría

atómica enunciada por Dalton.

• Dalton supuso, en contra de lo que se creía, que la materia era discontinua y

que estaba formada por partículas indivisibles: los átomos. Su teoría afirma lo

siguiente:

• Los elementos están constituidos por átomos, partículas indivisibles e

inalterables

• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades

• Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades

• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes

elementos en una relación de números enteros y sencillos.

Estas ideas definen un modelo para la materia. Los elementos químicos son

sustancias formadas por un solo tipo de átomos y los compuestos son asociaciones

sencillas de átomos de distintos elementos. Átomo es la partícula más pequeña de un

elemento que conserva sus propiedades.

Vamos a ver cómo la teoría atómica de Dalton explica las leyes de las combinaciones

químicas:

Ley de conservación de la masa: si en una reacción química los átomos

no cambian, sino sólo se reagrupan, no puede haber variación de masa. La

masa se conserva.

Ley de las proporciones definidas: Supongamos que queremos formar

cloruro de sodio a partir de sodio y de cloro. Si la materia fuera continua no

habría razón para que no reaccionasen, por ejemplo, 10 g de sodio con 10

g de cloro para formar 20 g de sal. En cambio la teoría atómica de Dalton

puede hacerlo. Supongamos que los 10 g de cloro están formados por 5

átomos de sodio y los 10 g de cloro por 8 átomos de cloro. Como para

formar la sal se unen ambos elementos átomo a átomo, quedarán entonces

3 átomos de sodio sin reaccionar. La cantidad de sal formada depende de

las cantidades que reaccionan, no del exceso.

1.5. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN

Muchos de los elementos y compuestos son gases, y como es más sencillo medir un

volumen que un peso de gas, era natural que se estudiasen las relaciones de volumen

en que los gases se combinan.

Gay-Lussac comprobó que, para gases, la relación volumétrica era sencilla:

Hidrógeno Cloro Ácido clorhídrico

1 Vol 1 Vol 2 Vol

Nitrógeno Oxígeno Óxido nítrico

1 Vol 1 Vol 2 Vol

Dalton lo explicó diciendo que el volumen que ocupa cada partícula de un

compuesto es igual a la suma de los volúmenes ocupados por las partículas de los

elementos antes de combinarse, al igual que la conservación de la masa.

Pero esta relación sencilla entre los volúmenes no era un caso fortuito pues Gay-

Lussac mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases,

como se muestra en las reacciones siguientes:

Oxígeno Hidrógeno Agua gaseosa

1 Vol 2 Vol 2 Vol

Nitrógeno Hidrógeno Amoniaco

1 Vol 3 Vol 2 Vol

Gay-Lussac formuló, en 1808, la ley de los volúmenes de combinación que lleva su

nombre: “En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias

gaseosas que intervienen en la misma están en una relación de números enteros

sencillos”.

La teoría de Dalton no explica este hecho y se justificó diciendo que estaban mal

medidos.

Se debe a Avogadro la reconciliación de estos hechos con la teoría de Dalton. Los

trabajos de Gay-Lussac son compatibles con la teoría de Dalton si se aceptan dos

nuevas hipótesis:

• Volúmenes iguales, de gases diferentes, en idénticas condiciones de presión y

temperatura, contienen igual número de partículas; es decir, el volumen ocupado

por un gas es directamente proporcional al número de partículas de que se

dispone.

• En la mayoría de los elementos gaseosos las partículas que los forman están

formadas por dos átomos iguales unidos entre sí. Estas partículas reciben el

nombre de moléculas.

Ilustración 1. Estas hipótesis justifican las medidas realizadas con los volúmenes.

Esto permitió averiguar la fórmula de muchos compuestos.

1.6. UNIDAD DE MASA ATÓMICA

Si queremos expresar la masa de los átomos en unidades habituales, como gramos o

kilogramos, nos quedarían números tan pequeños que no estamos acostumbrados a

manejar. Para evitar esto, se establece como unidad comparativa el átomo más

pequeño, el del hidrógeno, al que se le da el valor de 1 uma.

Hoy en día, por razones de precisión, se utiliza como patrón la doceava parte del

átomo de C12

La masa atómica relativa (o simplemente masa atómica) de un elemento es la masa

que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se lo compara con un átomo

patrón, el isótopo carbono-12.

1.7. MASAS MOLECULARES

En un compuesto no puede hablarse de masa atómica, sino de masa molecular, que

será la suma de las masas atómicas de los átomos que la constituyen.

17.- Calcula la masa molecular de.

a) Ácido sulfúrico

b) Clorato potásico

c) Hidróxido de calcio

d) Nitrito de sodio

1.8. ÁTOMO-GRAMO Y MOLÉCULA-GRAMO

Como las reacciones entre sustancias no se hacen gramo a gramo y sí molécula a

molécula en relaciones sencillas, en vez de utilizar gramos deberíamos utilizar

moléculas, pero por sus dimensiones tan reducidas nunca podremos trabajar con

átomos o moléculas individuales. Como en las operaciones individuales de laboratorio

se manejan cantidades del orden del gramo, se decidió utilizar como unidad de

cantidad de sustancia el átomo-gramo y la molécula gramo.

1. Átomo-gramo de un elemento es el número de gramos de dicho elemento

que coincide con su masa atómica

2. Molécula-gramo o mol de un compuesto es el número de gramos de dicho

compuesto que coincide con su masa molecular

18.- Calcula:

a) Número de gramos que hay en 2 átomos-gramo de aluminio

b) Átomos-gramos que contienen 20 gramos calcio

c) Número de gramos contenidos en 0,6 moles de ácido nítrico

d) Moles que hay en 35 gramos de cloruro potásico

1.9. NÚMERO DE AVOGADRO

Supongamos que tenemos 1 mol de CO2 y un mol de H2O (2 conjuntos de moléculas)

2,4 g 18

g 44

)(H

)(CO

2

2 ==Omol

mol 2,4

u 18

u 44

)(

)(

2

2 ==OHMr

COMr

Como un mol de CO2 y un mol de agua guardan entre sí la misma relación en masa

que la de sus moléculas individuales (molécula de CO2 y molécula de agua) es que

hay el mismo número de éstas en ambos conjuntos.

En general, un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de moléculas y

un átomo-gramo de cualquier elemento contiene este mismo número de átomos.

El número de moléculas contenidas en un mol o el número de átomos contenidos en

un átomo-gramo de cualquier sustancia, se llama número de Avogadro, NA, y vale

6,023·1023.

1.10. CONCEPTO ACTUAL DE MOL

El átomo-gramo y la molécula-gramo son básicamente el mismo concepto. Ambos

tienen en común que representan cantidades de materia que contienen el mismo

número de partículas, ya sean éstas átomos o moléculas. Por esta razón, hoy día, ha

comenzado a utilizarse el mol en un sentido más amplio, englobando ambos

conceptos.

En la actualidad el mol se define como la cantidad de sustancia que contiene un NA de

partículas. Las partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, etc., según la

sustancia de que se trate.

19.- a) ¿Cuántas moléculas de O2 hay en 3 moles de O2?

b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en los 3 moles anteriores?

c) ¿Dónde hay más moléculas, en medio mol de agua o en 6,023·1023 moléculas

de agua?

d) ¿Cuántos gramos de ácido sulfhídrico hay en 1,5·1023 moléculas de ácido?

e) ¿Cuántas moléculas hay en 15 g de ácido sulfúrico?

e) ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico tiene el mismo número de moléculas que 7 g

de amoniaco?

1.11. VOLUMEN MOLAR DE GASES

El volumen molar de una sustancia, como su propio nombre indica, es el volumen que

ocupa un mol de la misma.

Si calculamos valores de los volúmenes molares en condiciones normales (O ºC y 1

atm) de diversas sustancias se puede deducir que mientras el volumen molar de

cualquier sólido o líquido es característico de cada uno de ellos, el valor del volumen

molar de los gases coincide, hallándose muy próximo a 22,4 litros.

Un mol de cualquier sustancia, en estado gaseoso, ocupa el mismo volumen en

idénticas condiciones de presión y temperatura, y si estas condiciones son las

normales, el volumen ocupado es de 22,4 litros.

1.12. LOS CAMBIOS QUÍMICOS

En la naturaleza se producen gran variedad de cambios, como la dilatación de un

metal, los cambios de estado, la oxidación de los metales, etc. Estos cambios pueden

clasificarse en dos grupos:

a) Cambios físicos: las sustancias mantienen su naturaleza y sus propiedades

b) Cambios químicos: se modifica la naturaleza de las sustancias y se forman

otras nuevas con propiedades diferentes. Se conocen como reacciones

químicas.

20.- Clasifica los procesos siguientes en cambios físicos o químicos:

a) La dilatación de una varilla de metal

b) La fermentación del mosto en vino

c) La combustión del butano

d) La evaporación de una colonia

e) Oxidación del hierro

1.13. REACCIONES QUÍMICAS

Decimos que ocurre una reacción química cuando unas

sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras

completamente distintas, llamadas productos. En el transcurso de

las reacciones químicas debe formarse o romperse al menos

algún enlace.

La ruptura de los enlaces se origina cuando las moléculas de los reactivos chocan

unas con otras. Para que se produzca la reacción debe ocurrir:

• Que las moléculas de los reactivos posean suficiente energía cinética para que,

al chocar, puedan romperse algunos enlaces.

• Que el choque se produzca con la orientación adecuada.

En general, las reacciones químicas producen una absorción o desprendimiento de

energía. Esta energía puede ser de varios tipos: luminosa, calorífica, eléctrica, etc.

1.- Reacciones exotérmicas : Reacciones que se producen con desprendimiento

de energía. La energía desprendida puede ser:

• Calorífica: el carbón se quema con el oxígeno del aire desprendiendo

energía

• Eléctrica: energía que se produce en el interior de una pila

• Luminosa: el potasio y el sodio reaccionan con el agua desprendiendo gran

cantidad de luz.

2.- Reacciones endotérmicas : Reacciones que se producen absorbiendo

energía.

• Calorífica: el hierro y el azufre reaccionan entre sí cuando se calienta la

mezcla.

• Eléctrica: el agua se descompone, por electrolisis, en hidrógeno y oxígeno,

absorbiendo la energía de la corriente eléctrica.

• Luminosa: Las plantas verdes absorben la luz solar para producir materia

orgánica.

La representación de una reacción se denomina ecuación química, en la que aparecen

los símbolos de las sustancias que intervienen y la proporción entre ellas.

REACTIVOS PRODUCTOS

Reacción química: óxido de plomo (II) + carbono → dióxido de carbono + plomo

Ecuación química: PbO + C → CO2 + Pb

La ecuación química debe ser acorde con el principio de conservación de la masa.

Diremos que una ecuación química está ajustada cuando existe el mismo número de

átomos de cada elemento en los reactivos y los productos:

2 PbO + C → CO2 + 2 Pb

Para ajustar una ecuación química se utilizan coeficientes estequiométricos, que son

unos números que se colocan delante de las fórmulas para hacer que se cumpla la ley

de Lavoisier (los números nunca se colocan en medio de las fórmulas).

21.- Ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) Amoniaco + oxígeno → óxido nítrico + agua

b) Cinc + ácido clorhídrico → cloruro de cinc + hidrógeno

c) Carbonato de sodio + ácido clorhídrico → cloruro de sodio + dióxido de

carbono + agua

d) Plomo + óxido de plomo (IV) + ácido sulfúrico → sulfato de plomo (II) + agua

e) Cloro + tribromuro de cromo → bromo + tricloruro de cromo

f) Óxido de azufre (IV) + oxígeno → óxido de azufre (VI)

1.14. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Consideremos la siguiente reacción:

Aluminio + Yodo → Yoduro de aluminio

2 Al + 3 I2 → 2 AlI3

2 át. Al + 3 moléc I2 → 2 moléc. AlI3

2·10 át Al + 3·10 moléc I2 → 2·10 moléc AlI3

2·106 át Al + 3·106 moléc I2 → 2·106 moléc AlI3

----------------------------------------------------------------

2·6,023·1023 át Al + 3·6,023·1023 moléc I2 → 2·6,023·1023 moléc AlI3

2 moles Al + 3 moles I2 → 2 moles AlI3

22.- a) ¿Cuántos gramos de AlI3 se forman a partir de 10 g de Al?

b) ¿Cuántos gramos de Al son necesarios para producir 100 g de AlI3?

23.- ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) podemos obtener por la acción de 2,95 g de

ácido sulfúrico concentrado y caliente, sobre un exceso de cobre metal? La

reacción que tiene lugar es: cobre + ácido sulfúrico → sulfato de cobre (II) +

dióxido de azufre + agua.

24.- El hidruro de calcio reacciona con el agua para dar hidróxido de calcio e

hidrógeno.

a) Calcula los moles de hidrógeno que se forman al reaccionar completamente

1,5 g de hidruro de calcio con suficiente agua.

b) Calcula los gramos de hidruro de calcio que se necesitan consumir para

producir 100 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales

25.- ¿Qué volumen de hidrógeno se producirá, en condiciones normales, a partir de 20

g de cinc, según la reacción: cinc + ácido clorhídrico → cloruro de cinc +

hidrógeno?

Reactivo limitante

Consideremos la reacción:

1 Armazón + 2 Ruedas → 1 Bicicleta

A + 2 R → B

Si disponemos de 15 armazones y 26 ruedas, ¿cuántas bicicletas se pueden formar?

El número de bicicletas que podemos construir es, como máximo 13, aunque nos

sobren 2 armazones. Se observa que el número de ruedas establece un límite sobre el

número de bicicletas que se pueden formar. El número de ruedas será el reactivo

limitante.

De la misma forma en las reacciones químicas puede existir un reactivo que limite el

proceso impidiendo la obtención de más producto.

26.- Se mezclan 0,01 moles de carbonato de sodio con 0,03 moles de ácido

clorhídrico, obteniéndose cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua. ¿Qué

cantidad de cloruro de sodio puede obtenerse?

27.- Una mezcla de 12,2 g de potasio y 22,2 g de bromo se calentó hasta que la

reacción fue completa. ¿Cuántos gramos de bromuro de potasio se formarán?

28.- ¿Cuántos gramos de sulfuro de bismuto (III) se obtendrán si se mezclan 12,3 g de

ácido sulfhídrico con 126 g de nitrato de bismuto (III)?

29.- ¿Qué masa de cloruro de plata se formará al mezclar 35,4 g de cloruro de sodio

con 99,8 g de nitrato de plata?

Leyes de los gases

Ley de Boyle

A temperatura constante la presión que se ejerce sobre una cierta masa de gas y el

volumen que dicha masa ocupa son magnitudes inversamente proporcionales.

P·V = cte

Es decir, si una cierta masa de gas ocupa un volumen V1, cuando la presión es P1, y

ocupa un volumen V2, cuando la presión es P2, el producto de la presión por el

volumen tiene el mismo valor en ambas situaciones.

P1·V1 = P2·V2

30.- Un gas se encuentra a la presión de 1,5 atmósferas ocupando un volumen de 800

cm3. ¿qué volumen ocupará si la presión aumenta a 3 atmósferas?

31.- Un gas ocupa un volumen de 2 litros a la presión de 900 mmHg. ¿Qué volumen

ocupará si la presión disminuye a 1 atmósfera?.

Ley de Gay-Lussac

A presión constante el volumen que ocupa cierta masa de gas y la temperatura a la

cual se encuentra son magnitudes directamente proporcionales.

cte =T

V

Es decir, si una determinada masa de un gas ocupa un volumen V1, cuando la

temperatura es T1, y ocupa un volumen V2, cuando la temperatura es T2, el cociente

entre el volumen t la temperatura tiene el mismo valor en ambas situaciones.

2

2

1

1

T

V =

T

V

32.- Un gas ocupa un volumen de 200 cm3 a la temperatura de 20 ºC. ¿Qué volumen

en litros ocupará si la temperatura aumenta a 50 ºC?

Ley completa de los gases

Para una masa determinada de cualquier gas se cumple que el producto de la presión

por el volumen dividido por el valor de la temperatura tiene un valor constante. El valor

de esta constante no depende del tipo de gas utilizado sino que depende de la masa

de gas.

2

22

1

11 ·P

·

T

V

T

VP=

33.- Un gas a una temperatura de 20 ºC y una presión de 2 atmósferas ocupa un

volumen de 3 litros. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales?

Ecuación de estado de los gases perfectos o ideales

La relación T

VP· es constante para una determinada cantidad de gas. Esta constante

es R (cte. universal de los gases perfectos o ideales)

P·V = n·R n = nº de moles R = 0,082 molK

latm

·

·

34.- ¿Qué volumen ocuparán dos moles de oxígeno si se encuentran sometidos a una

presión de 5 atmósferas y a una temperatura de 27 ºC?

35.- ¿Qué presión ejercerán 88 g de anhídrido carbónico si ocupan un volumen de 10

litros y se encuentran a 20 ºC?

36.- El oxígeno reacciona con el magnesio para producir óxido de magnesio. ¿Qué

volumen de oxígeno es necesario para obtener 243 g de óxido de magnesio si las

condiciones son 0,95 atm y 25 ºC?

37.- En el proceso óxido de estaño (II) + hidrógeno → estaño + agua, calcular la

masa de estaño que se obtiene a partir de 1,5 l de hidrógeno a 200 ºC y 3 atm?

38.- El amoniaco se obtiene a partir de nitrógeno e hidrógeno

a) ¿Qué masa de nitrógeno se necesita para reaccionar con 50 l de hidrógeno

medidos a 20 ºC y 1,5 atm?

b) ¿Qué cantidad de amoniaco se obtiene?

39.- El metano arde, en presencia de oxígeno, dando dióxido de carbono y agua. ¿qué

volumen de dióxido de carbono medido a 1 atm y 25 ºC se desprenderá en la

combustión completa de 500 g de metano?

40.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno.

Calcula el volumen de hidrógeno, medido a 750 mmHg de presión y 27 ºC, que se

obtiene a partir de 20 g de cinc.

41.- Por calentamiento del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno.

a) ¿Qué peso de oxígeno se obtiene a partir de 3 g de clorato de potasio?

b) ¿Cuál es el volumen de oxígeno medido en condiciones normales?

¿Qué volumen ocupará el oxígeno si se recoge a 730 mmHg y 25