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Cambios de estado Es el pasaje de un estado a otro, por variación de la temperatura o de presión o de ambos factores conjuntamente.Estado sólido: es aquel que posee forma y volumen constantes y donde la fuerza de atracción entre las moléculas es mayor que la repulsión entre las mismas.Estado líquido: es aquel que posee volumen constante pero su forma es variable y donde la fuerza de atracción entre las moléculas es igual a la repulsión entre las mismas.Estado gaseoso: es aquel que no posee forma ni volumen constantes y donde la fuerza de repulsión entre las moléculas es mayor que la de atracción entre las mismas.
Estado Sólido Líquido Gaseoso
Volumen Constante Constante Variable
Forma Constante Variable Variable
Fuerza que predomina
Atracción sobre repulsión Atracción igual que repulsión Repulsión sobre atracción
CaracterísticasIncompresible( no disminuye su volumen por presión)
Incompresible. Adquiere la forma del recipiente que lo contiene
Compresible.Adquiere la forma del recipiente que lo contiene.
Estados intermedios de la materiaEntre sólido y líquido
1. Estado pastoso: más semejante al sólido que al líquido, es el que presentan manteca, vaselina sólida, jabón; cuando se los comienza a calentar.
2. Estado viscoso: más semejante al líquido que al sólido, es el que presentan jarabes, vaselina líquida etc.
Entre líquido y gaseoso1. Estado vesicular: por ejemplo, el agua contenida en las nubes.2. Estado radiante: por ejemplo, el de los gases a bajas presiones.
Los cambios que puede experimentar la materia son:
1) Fusión 4) Licuación
2)Solidificación 5) Volatilización
3) Vaporización 6) Sublimación
Fusión es el pasaje de estado sólido_________________estado líquido Primera ley: Durante la fusión la temperatura permanece constante.Segunda ley: Toda sustancia pura funde ( pasa de sólido a líquido) a una determinada temperatura de fusión, constante para cada sustancia y que se llama punto de fusión.Temperatura de fusión o punto de fusión Es la temperatura constante en la cual una determinada sustancia (pura) pasa a líquido, para un determinado calor de la presión atmosférica.La temperatura permanece constante porque todo el calor que se entrega a la sustancia, lo emplea en el trabajo de transformación de sólido a líquido.Calor de fusiónEs la cantidad de calor que absorbe la unidad masa, para fundirse estando a la temperatura de fusión.Ejemplo:Un trozo de plomo a temperatura ambiente se lo calienta hasta 327º recién a esta temperatura comienza la fusión.Esta temperatura permanece constante hasta que se funde el plomo.La cantidad de calor que absorve durante la fusión cada gramo de plomo, es el calor de fusión Solidificación es el pasaje del estado líquido____________________al estado sólido Es el estado inverso a la fusión. Se comprueba entonces que:
1. Toda sustancia pura pasa a estado sólido a una determinada temperatura llamada punto de solidificación.
2. Durante la solidificación la temperatura permanece constante. Punto de solidificaciónEs la temperatura en la cual el líquido pasa a estado sólido.Es constante para cada sustancia pura mientras la presión permnezca constante.Calor de solidificación
Es la cantidad de calor que entrega o cede un gramo masa de sustancia para solidificarse,estando a la temperatura de solidificaciónEjemplo:1 g de agua a 0ºC, pierde 1 cal para poder solidificarse.El calor de solidificación es igual al calor de fusiónTemperatura y calores de fusión
Sustancia Temperatura de fusión Calor de fusión
Agua 0º C 1cal ºC
Aluminio 657,3º C 94cal ºC
Plomo 327,4 º C 5,5cal ºC
Mercurio - 39º C 2,9cal ºC
Al pasar de estado líquido a sólido, el agua aumenta su volumen. Esto es un caso de excepción pues todos los cuerpos reducen su volumen al pasar de líquido a sólido.Vaporización es el pasaje del estado líquido___________________ al estado gaseosoSe pueden distinguir dos formas de pasaje:
1. Evaporación2. Ebullición
EvaporaciónEs el pasaje de estado líquido a gaseoso que se verifica a partir de la superficie del líquido
1. La evaporación es un fenómeno que se verifica a partir de la superficie de la masa líquida (no vemos el fenómeno, lo comprobamos al observar como desaparece el líquido)
2. A mayor superficie, mayor evaporación.3. A mayor temperatura ambiente mayor evaporación: la ropa en verano se seca más rápido.4. Durante la evaporación, el líquido absorbe calor ambiente.Si colocamos alcohol sobre la palma
de la mano, se evapora y notamos sensación de frío. EbulliciónEs el pasaje de estado líquido a gaseoso, que se verifica en toda la masa líquida con producción de burbujas y a una determinada temperatura para un valor dado de la presión exterior.
1. A mayor presión mayor temperatura de ebullición.2. A menor presión menor temperatura de ebullición.
Punto de ebulliciónEs la temperatura en la cual la presión del vapor del líquido es igual a la presión exterior que soporta el líquido en cualquier punto de la superficie.Tabla de puntos de ebullición
Azufre 444,5ºC
Aluminio 1800ºC
Hierro 2450ºC
Mercurio 357º C
Éter 34º C
Alcohol 78,3º C
Puntos de ebullición del agua y su variación con la presión
760 mm 100º C
355 mm 80º C
1491 mm 120º C
74,4 mm 20º C
Mediante la disminución de la presión se puede lograr que el agua de un vaso entre en ebullición a 20º C.
Cuando el vapor no admite que más líquido se vaporice, el vapor está saturado.En el agua este fenómeno se produce a los 100º C para una presión de una atmósfera.A los 100º C el agua pasa a vapor de agua.A los 100º C el vapor pasa a agua.Luego el vapor esta saturado : a una determinada temperatura un vapor está saturado cuando en presencia de un líquido no logra vaporizarse más líquido.Calor de vaporizaciónEs la cantidad de calor que absorbe un gramo masa de líquido a una cierta temperatura para pasar al estado de vapor saturado a esa misma temperatura.Licuación es el pasaje del estado gaseoso_________________________ al estado líquidoEn general, los gases al ser enfríados o comprimidos se convierten en líquidos.Pero muchos no logran estas condiciones.No logran licuarse a pesar de ser expuestos a grandes presiones.Se comprobó que, en ciertos casos, debía procederse a enfriarlos hasta cierta temperatura t luego comprimirlos.
El amoníaco se licua debajo de los 132ºC y a 116ºatmósferas
El nitrógeno se licua por debajo de - 145ºC Y a 35 atmósferas
El anhídrido carbónico debajo de 31,4º C y a 75 atmósferas
Temperatura críticaEs la temperatura por debajo de la cual el gas es licuado por simple compresión.El oxígeno a temperatura ambiente ( 20º C) no es posible licuarlo por más aumento de presión que se efectúe pues lo hace a - 119º C.En cambio el amoníaco se licua por debajo de los 132º C; a temperatura ambiente lo hace por simple aumento de presión.Clasificación:Vapor: es cuando el gas está normalmente (a temperatura ambiente) por debajo de su temperatura crítica y que para licuarlo basta sólo con comprimirlo,(anhídrido carbónico - vapor de agua).Gas: es cuando la masa gaseosa se encuentra normalmente a una temperatura superior a su temperatura crítica, por esto se hace necesario enfriarlos y comprimirlos, (oxígeno - nitrógeno).Condensación es el pasaje del estado gaseoso_____________________________ al estado líquidoCuando un vapor sufre un descenso brusco de temperatura o cuando toca una superficie fría se condensa.Ejemplos:a) Vapor de agua contra el vidrio se forman gotitas de agua.b) Las nubes al enfriarse bruscamente producen lluvia.En estos caso el vapor de agua se ha condensado. Destilacióm simple y fraccionada Volatilización es el pasaje del estado sólido_____________________directamente al estado gaseoso sin pasar previamente, por el estado líquido.Esta particularidad sólo la presentan, a presión de 1 atmósfera, ciertas sustancias como el yodo, la naftalina, el ácido benzoico,etc.Sublimación es el pasaje del estado gaseoso______________________ directamente al estado sólido sin pasar previamente, por el estado líquido.Es el proceso inverso al de la volatilización.
QUIMICA
Los estados de la materiaLa Química estudia la materia,su estructura molecular y atómica,sus propiedades y sus reacciones, y las leyes que rigen esas reaccionesMateriaEs todo lo que ocupa un lugar en el espacio. CuerpoEs una porción limitada de la materia.Peso de un cuerpoEs la fuerza con que un cuerpo es atraído hacia el centro de la Tierra.El peso de los cuerpos aumenta desde el Ecuador hacia los polos.El peso de los cuerpos disminuye a medida que se alejan de la Tierra hasta llegar a anularse:zona no gravitacional.La masa de un cuerpo es constante.El peso varía con la latitud y con la distancia del centro de la Tierra. Sustancia Es la cantidad de materia que constituye un cuerpo.
Cuerpo Sustancia
Un cuerpo se distingue de otro por la formaUna sustancia se distingue de otra por sus propiedades
Cuerpos iguales pueden estar formados por sustancias distintas
Cuerpos distintos pueden estar formados por las mismas sustancias
Una misma sustancia (agua),según su estado físico puede formar distintos cuerpos (hielo,agua y vapor)
Las sustancias son independientes del estado físico en que se presenten los cuerpos
Propiedades de la materia1. Impenetrabilidad La materia es impenetrable.El espacio ocupado
por una partícula de materia no puede ser ocupado, en el mismo instante, por otra 2. Inercia Todo cuerpo permanece en reposo indefinidamente si no actúa
sobre él una fuerza exterior. 3. Indestructibilidad Los cuerpos son indestructibles.-Ley de Lavoisier- 4. Ponderabilidad La materia tiene peso, es ponderable( que se puede pesar). 5. Divisibilidad La materia no es continua.Decimos que es divisible
Propiedades de las sustanciasOrganolépticas Son aquellas que pueden ser apreciadas por medio de los sentidosColor Se puede distinguir por: Transparencia La luz atraviesa la sustancia y llega así a nuestros ojos.Reflexión.-La luz incide lateralmente y recién entonces nos impresiona.Ejemplo: Cuando vemos a través de un vidrio, vemos por transparencia.Cuando vemos la superficie de un mueble ,lo vemos por reflexiónOlor Impresiona por el sentido del olfato.Aquellas sustancias que no nos impresionan por el sentido,son inodorasSabor Nos impresionan por el sentido del gusto.Los sabores pueden ser: dulce,salado,amargo o agrio.Las sustancias que carecen de sabor se llaman insípidas
Impresión al tacto Rugoso,áspero,liso,untuoso,etc.Sonido Puede ser grave o agudo. En general las sustancias cristalizadas producen sonido armónico mientras que las amorfas producen ruidoPropiedades Físicas Son aquellas que permiten identificar una sustancia por sus características físicas: Estado físico: sólido-líquido-gaseoso,peso,densidad,solubilidad,etc.Propiedades Químicas: Son aquella que permiten identificar una sustancia por medio de fenómenos químicos Son: acción sobre otras sustancias,descomposiciones,combinaciones,etc.Propiedades de la materiaPropiedad extensiva son aquellas que varían al variar la cantidad de materiaLa masa, el volumen,la longitud, la capacidad.Propiedad intensiva son aquellas que no varían aunque varie la cantidad de materiaEl peso específico,la dureza,el índice de refracción,el coeficiente de solubilidad.Sistemas materialesSistemas material es un cuerpo o un conjunto de cuerpos, o de partes de un cuerpo, o de una porción de Universo que aislamos convenientemente para someterlo a estudio.Cambios de estado de la materia Sistema homogéneoEs aquel que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades intensivas.Agua destilada, hielo, oxígeno, etc.Clasificación de los sistemas homogéneosSustancias purasSon sistemas homogéneos que están formados por una sola sustancia.Poseen propiedades intensivas constantes, propias y exclusivas de ellas.Resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.Ninguno de éstos permiten obtener porciones que no sean de esa sustancia pura.Soluciones Las soluciones también son sistemas homogéneos, pero éstos se hallan formados por más de una sustancia. Por eso pueden resolverse en fracciones (agua y sal) por medios físicos (destilación)
Sustancias puras Soluciones
Homogéneas Homogéneas
No fraccionables: formadas por una sola sustancia Fraccionables: formada por varias sustancias
Propiedades invariables y características Sus propiedades varían.
Una sola clase de moléculas Dos o más clases de moléculas
Fraccionamiento de los sitemas homogéneosDestilaciónEs la separación de un líquido cualquiera de otro con el cual está formando una solución (agua y sal; agua y alcohol) Esta operación consiste en transformar un líquido en vapor y condensar el vapor por enfriamiento.A) Destilación simple Se emplea este método para separar un disolvente de las sustancias sólidas disueltas en él.B) Destilación fracionadaSe emplea para separar dos o más líquidos mezclados que tienen diferentes puntos de ebullición
Sistema heterogéneoEs aquel que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades intensivas. Sistema inhomogéneoEs aquel cuyas propiedades varían en forma gradual y continua.FaseEs cada uno de los sistemas homógeneos que componen un sistema heterógeneo.Las fases están separadas unas de otras,por superficies llamadas interfases.Fases,interfases y componentes de los sistemas heterogéneos 1. En el caso de un sistema formado por: hielo,agua y aire
A) Tres fases: fase aire, fase hielo y fase agua. B) Dos componentes: agua (líquida y sólida) y aire. C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-aire; agua-aire.
2. En el caso del sistema agua-aceite A) Dos fases: fase agua y fase aceite B) Dos componentes: agua y aceite C) Una interfase: agua-aceite
3. En un sistema agua-hielo-vapor de agua A) Tres fases: hielo, agua y vapor de agua. B) Un componente: el agua en tres estados físicos. C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-vapor; agua-vapor.
Los sistemas heterogéneos se pueden clasificar en:DispersionesDispersiones groseras: sus fases se distinguen a simple vista
yodo y arena hierro y azufre agua y aceite
Dispersiones finas: sus fases se distinguen con ayuda de una lupa o un microscopio. Emulsiones: cuando las fases son líquidas. Ejemplo:leche(crema y suero). Suspensiones: cuando una fase es líquida y la otra sólida finamente dividida.Ejemplo: negro de
humo en agua(tinta china). Dispersiones coloidales: sus fases pueden observarse con el ultramicroscopio.Ejemplo: clara de huevo dispersa en agua,gelatina.Métodos de separación de fasesLas fases de un sistema heterogéneo pueden separarse por diferentes métodos
Métodos mecánicos
Se realizan sin que ocurra entre el sistema y el ambiente que lo rodea un intercambio apreciable de calor(energía).
ImantaciónPermite separar un sistema formado por arena-hierro.El método consiste en colocar el sistema sobre un vidrio o papel y deslizar por debajo de él un imán, siempre en el mismo sentido,hasta separar el hierro.
FiltraciónPor este método se separa un sólido insoluble de un líquido.Ejemplo arcilla y agua.El sólido queda retenido en el papel de filtro,el líquido pasa a través de él.
LevigaciónEl método se emplea para separar por medio de una corriente de agua o aire, dos sólidos.Las partículas más livianas son arrastradas por la corriente.Ejemplo: para separar pepitas de oro, de arcilla se pasa una corriente de agua que arrastre la arcilla,quedando el oro.
TamizaciónSirve para separar dos sólidos de distinto tamaño de granos,valiéndose de un tamiz. Ejemplo: separación de arena y canto rodado; arena y harina
DecantaciónPermite separar dos líquidos no miscibles (que no se mezclan), aprovechando su distinta densidad.Ejemplo: aceite y agua.También para separar un líquido de un sólido insoluble,como el caso de la arena y el agua.
CentrifugaciónSe usa para separar una dispersión fina.Permite acelerar la decantación.Ejemplo: polvo de carbón disperso en agua
Métodos físicos Se realizan cuando existe un intercambio de energía entre el sistema y el medio que lo rodea.
LixiviaciónEs un método donde intervienen procesos mecánicos y físicos,y mediante él se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno de ellos es soluble en un líquido.Ejemplo: el sistema are-sal,se puede separar adicionando agua
Evaporación Se emplea para separar un sistema sólido-líquido.Ejemplo:creta y agua
Sublimación Se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno volatiliza y luego sublima.Ejemplo : arena-yodo
Clasificación de los fenómenosFenómeno es todo cambio que en sus propiedades,en su estructura o en sus relaciones presentan las sustancias o los cuerpos.Fenómeno físicoFenómeno químico
La combustión de una vela. La asimilación clorofílica(transformación por el vegetal del anhídrido carbónico que toma del
aire)
Oxidación de un metal Si al trozo de hierro con el realizamos el fenómeno físico, como fue someterlo al calor, lo
dejamos un tiempo en contacto con el oxígeno del aire, la sustancia hierro se convierte gradualmente en otra sustancia. Se convertirá en óxido de hierro y no puede volver a ser hierro.
La reacción entre un ácido y una base.
Fenómeno químico
El fenómeno no se puede repetir con la misma sustancia con la que se inicio.
El cambio que experimenta la sustancia es permanente.
Se modifica su estructura molecular
Sistemas dispersos o mezclas Mezcla: son sistemas homogéneos o heterogéneos formados por más de una moléculaA los sistemas dispersos homogéneos se los denomina soluciones ( una sola fase). A los sitemas dispersos heterogéneos se los denomina dispersiones (varias fases)Caracteres de los sistemas dispersos o mezclas
Los componentes de las mezclas conservan sus propiedades.
Intervienen en proporciones variadas.
En ellos hay diferentes clases de moléculas.
Cuando son homogéneos se pueden fraccionar.
Cuando son heterogéneos se pueden separar en fases.
En la solución de azúcar y agua, aunque no existe más que una fase, el agua se lo considera dispersante y al azúcar medio(no fase) disperso.
Dispersante Mezclas
GaseososGas en gas: aireLíquido en gas: nieblaSólido en gas: humo
LíquidosGas en líquido: oxígeno en aguaLíquido en líquido: agua y alcoholSólido en líquido: sal en agua
Sólidos
Gas en sólido:hielo con aireLíquido en sólido: azúcar húmedaSólido en sólido: arena y azufre en polvo
Clasificación de los sistemas dispersos1. Dispersiones macroscópicas: son sistemas heterogéneos. Las particulas dispersas se perciben a
simple vista: agua con arena.2. Dispersiones finas: son sitemas heterogéneos visibles al microscopio :
a) Emulsiones: dispersiones finas con ambos medios líquidos: leche constituida por suero y crema.b) Suspenciones: son dispersiones con el medio dispersante líquido y el disperso sólido : tinta china, agua má negro de humo
3. Dispersiones coloidales: son visible con ultramicroscopio Leyes gavimétricas Ley de conservación de la masa o de LavoisierEn un sistema material aislado la masa permanece constante,cualquiera que sea la transformación física o química a que sea sometido el sistema.
A + B_______________________________C+ Dsustancias reaccionantes productos reaccionantes
Ley de las proporciones constantes (Proust).Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación constante de masa.
mH 2g 4g 8g 16g
mO 16g 32g 64g 128g
mH2O 18g 36g 72g 144g
La relación en que se combina el hidrógeno y el oxígeno para formar agua es de 1/8mH = 1 mO 8
Esta contante es propia del agua.Si el hidrógeno y el oxígeno no se combinan en esta proporción, la resultante no es agua.
Ley de las proporciones múltiples(Dalton)Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos diferentes,la masa de uno de ellos combinada con una misma masa de otro guardan entre sí una relación constante que se puede expresar pr números enteros,generalmente pequeños.óxido cuproso (negro)y óxido cúprico(rojo)OCu2 OCuEl análisis de los dos compuestos obtenidos con los mismos elementosda para cada uno de ellos la siguiente composición:Óxido cuproso { mCu = 127g ; mO = 16gÓxido cúprico { mCu = 63,5g ; mO = 16gAplicando ley de Proust
mCu = 127g = 7,9375gmO 16
mCu = 63,5g = 3,96875gmO 16
1 gramo de oxígeno se combina con 7,9375 de Cu (óxido cuproso)1 gramo de oxígeno se combina con 3,96875 de Cu (óxido cúprico)Estas masas de cobre se encuentran en relación mCu = 7,9375g = 2 m'Cu 3,96875g 1 Las masas de cobre que se combinan en cada óxido con una misma masa de oxígeno están en relación de números pequeños y enteros 2:1.Con una misma masa de oxígeno hay en el óxido cuproso doble masa de cobre que en el óxido cúprico.
Ley de los equivalentes o ley de Richter y WenzelLas masas según las cuales dos elementos se combinan con la misma masa de un tercer elemento son las masas, o un múltiplo o submúltiplo de éstas,según las cuales esos elementos se combinan entre sí. La expresión matemática general mM = q . rmP q´ sEl nitrógeno se combina con el oxígeno y con el hidrógeno formando compuestos diferentes Compuesto 1 Compuesto 2N = 14 g O = 40 g N = 14g O = 3 gA su vez, el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua en proporción:Compuesto 3 = O = 8 g ; H = 1 gVerificar si se cumple la ley de RichterCon 14g de nitrógeno se combinan 40g de oxígeno y 3g de hidrógeno. La relación es: mO= 40 mH 3
En el compuesto 3 la relación es de 8 a 1 . Si se cumple la ley de Richter, debe ser tal que 40/3 multiplicado por una fracción r/s de 8/1 40 . r = 8 3 s 1 r = 8 . 3 s 1 40 r = 3 s 5 mO= 40 . 3mH 3 5 Átomos y moléculasAtomo Es la menor porción de materia capaz de combinarse.MoléculaEs la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre conservando las propiedades de la sustancia.
Las moléculas de las sustancias simples están formadas por una sola clase de átomos,por eso no se pueden descomponer.
Atomicidad es el número de átomos que posee la molécula de una sustancia simple. El número de las moléculas de las sustancias simples se indicacon un subíndice:
Monoatómicas: Na;K;AgBiatómicas: H2 - O2
Poliatómicas: O3 - S8 Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por dos o más clases diferentes de
átomos:H2O (agua) - H2SO4
Masas atómicas y molecularesmasa de un átomo de nitrógeno = 2,3268 . 10- 23
masa de un átomo de carbono = 1,99933 . 10- 23
masa de un átomo de hidrógeno = 1,674 . 10- 23
Como son cantidades extraordinariamente pequeñas se trabaja con:Masa atómica relativa (A)La masa atómica relativa de un elemento es el número abstracto que indica cuantas veces es mayor la masa de un átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica(u.m.a)Ax = masa de un átomo de elemento X 1/12 masa de átomo de carbono 12La masa atómica relativa(A) es un número abstracto (indica número de veces)La masa del átomo de un elemento es un número concreto.Es una cantidad expresada en gramos masa.Masa molecular relativa (M)Masa molecular relativa de una sustancia el el número(abstracto) que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de esa sustancia que la masa molecular que se toma como unidad.
Molécula Atomicidad m.atm(A) m.mol.(M)
H2 2 1,008 2,016
O2 2 16 32
P4 4 31 124
Na 1 23 23
La masa molecular relativa(M) de una sustancia se determina sumando las masas atómicas relativas(A) de los elementos cuyos átomos constituyen la molécula de esa sustancia.El mol
1. Mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas elementales como átomos hay en 0,012 kg (12g) de carbono 12.
2. Cuando se aplica la unidad mol deben específicarse las partículas elementales, que pueden ser átomos,moléculas, electrones u otras.
masa del carbono................. 12gmasa de 1 átomo de carbono............... 1,9933 . 10- 23
Luego:Nro de át. en 12g de C = 12 gramos
1,9933.10 - 23
Mol es la cantidad de materia que contiene 6.02 . 10 - 23 partículas elementales.Número de Avogadro(NA ) = 6.02 . 10 - 23
La constante de Avogadro (NA ) expresa la cantidad de partículas que hay en un mol de : átomos,moléculas,iones,etc.Masa de un mol de átomos(A)
Elemento N Masa de un átomo Masa de un mol de átomo
Nitrógeno 6,02 . 10- 23 2,325 . 10- 23 g = αN AN N. 2,325 . 10- 23 g = 14g
Hidrógeno 6,02 . 10- 23 1,674 . 10- 24 g = αH AH N.1,674 . 10- 24 g = 1,008g
Oxígeno 6,02 . 10- 23 2,6578. 10- 23 g = αO AON. 2,6578. 10- 23 g =16g
La masa de un mol de átomo (A) de un elemento,medida en gramos masa,está expresada por un número igual a su masa atómica relativa.La masa atómica del Nitrógeno es 14 ( A = 14)La masa de un mol de átomo es 14g ( A=14g)Masa de un mol de molécula
Sustancia Masa molecular relativa Masa de un mol de molécula
H2O (agua) 18 18g
SO2(Dióxido de azufre) 64 64g
Volumen molarUn mol de moléculas de cualquier sustancia en estado gaseoso,en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC;760mm Hg),ocupa un volumen de 22,4l denominado volumen molar. Oxidos básicos
metal + oxígeno = óxido básico
Compuestos binarios: Son aquellos compuestos químicos cuyas moléculas se hayan constituidas por átomos de dos elementos diferentes.Compuestos binarios del oxigeno se denominan óxidos.Oxido de sodioNa ( Sodio ) = valencia I O ( Oxigeno ) = valencia IIRegla práctica para escribir fórmula molecular NaI
2 OII1 La valencia del Na indica el número de átomos de O, y la valencia del O indica el número
de átomos del Na.Fórmula molecular : Na2O Fórmula estructural :
Na\ O
Na/ Para formar el óxido de sodio se necesitan 2 átomos de sodio por cada átomo de oxigeno.
Si el metal que se combina con el oxígeno es bivalente, se necesita un átomo de oxígeno por cada átomo del elemento metálico.Mg (Magnesio ) = valencia II O ( Oxígeno ) = valencia IIRegla práctica para escribir la fórmula molecularMgII
2OII2 se simplica = MgO
Para formar la molécula del óxido de un metal trivalente se necesitan dos átomos del metal por cada tres átomos del oxígeno.Al ( Aluminio ) = valencia III O ( Oxígeno ) = valencia IIRegla práctica para escribir la fórmula molecularAlIII
2OII3 = Al2O3
Nomenclatura de los óxidos básicos En los óxidos en que el metal actúa con una sola valencia se antepone la palabra óxido al
nombre del metal: óxido de sodio, óxido de aluminio
Cuando el metal que forma el óxido posee dos valencias, se agrega el sufijo oso para designar al óxido en que el metal actúa con menor valencia y el sufijo ico para aquel en que el metal actúa con mayor valencia.Ejemplos:
Oxido cuproso = Cu2 O Oxido cúprico Cu OOxido ferroso = Fe O Oxido férrico Fe2O3
Mayor valencia terminación : ico óxido férrico
Menor valencia terminación : oso óxido ferroso
Diferentes nomenclaturas de los óxidos básicos
Fórmula Nomenclatura Números de átomos Numerales de stock
Na2O Oxido de sodio Monóxido de disodio Oxido de Sodio
Ca O Oxido de calcio Monóxido de calcio Oxido de calcio
Cu2O Oxido cuproso Monóxido de dicobre Oxido de cobre ( I )
Cu O Oxido cúprico Monoxido de cobre Oxido de cobre (II )
Fe O Oxido ferroso Monóxido de hierro Oxido de hierro ( I I )
Fe2O3 Oxido férrico Monóxido de dihierro Oxido de hierro ( III )
Ajuste de las ecuaciones que representan la formación de óxidos básicos1) Óxidos de metales monovalentes: Óxido de sodio (Na2O)a)
Na + O _____________________ Na2O b)
2Na + O _________________ Na2O c) La molécula de O es biatómica y la de Na es monoatómica. Al colocar (O2) duplicamos el número de átomos de O; por eso debemos duplicar el número de moléculas del Na.
4Na + O 2________________________ 2Na2OLectura correcta: Cuatro moléculas de sodio, al combinarse con una molécula de oxígeno, forman dos moléculas de óxido de sodio.2)Óxidos de metales bivalentes: óxido de bario(BaO)a)
Ba + O_____________________ BaOb) En este caso los coeficientes estan igualados, pues ambos elementos son bivalentes.c )Se da notación molecular
2Ba + O 2_____________________________2BaO3) Óxidos de metales trivalentes: óxido de aluminio(Al2O3)a)
Al + O____________________ Al2O3 b) Se iguala en ambos miembros la cantidad de átomos:
2Al + 3 O ___________________ Al 2O3
c) Se da notación molecular:4 Al + 3O 2_____________________ 2 AL2O3
Oxido ácido
No metal + oxígeno = anhídrido u óxido ácido
Regla práctica según sus valencias
Anhídrido nitroso (menor valencia) Anhídrido nítrico (mayor valencia)
NIII2OII
3 NV2OII
5
Anhídrido fosforoso Anhídrido fosfórico
PIII2OII
3
PV2OII
5
Ajuste de ecuaciones y cálculo de coeficientes de los óxidos ácidos o anhídridosAnhídrido nitroso o trióxido de dinitrógeno(valencia3) 1) a)
N + O___________________________N2O3
b) Se iguala el número de átomos2N + 3O______________________ N2O3
c) Como ambas moléculas son biatómicas:2N2 + 3O2_______________ 2N2O3
Anhídrido del cloro(valencia 1 - 3 - 5 - 7)Anhídrido hipoclorosoa)
Cl + O ________________ Cl2Ob) Se iguala atómicamente
2Cl + O____________ Cl2O c) Se da notación molecular
2Cl2 + O2______________ 2Cl2OAnhídrido perclórico(valencia7)a)
Cl + O____________________ Cl2O7
b) Se iguala atómicamente2Cl + 7 O _____________________ Cl2O7
c) Se le da notación molecular:2Cl2 + 7 O2_______________ 2 Cl2O7
Diferentes nomenclaturas de los óxidos ácidos
Fórmulas Nomenclatura Según sus átomos Numeral de stock
CO2 Anhídrido carbónico Dióxido de carbono Óxido de carbono(IV)
SO2 Anhídrido sulfuroso Dióxido de azufre Óxido de azufre(IV)
SO3 Anhídrido sulfuroso Trióxido de azufre Óxido de azufre(VI)
N2O3 Anhídrido nitroso Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno(III)
N2O5 Anhídrido nítrico Pentóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno(V)
Cl2O Anhídrido hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de cloro(I)
Cl2O3 Anhídrido cloroso Trióxido de dicloro Óxido de cloro(III)
Cl2O5 Anhídrido clórico Pentóxido de dicloro Óxido de cloro(V)
Cl2O7 Anhídrido perclórico Heptóxido de dicloro Óxido de cloro(7)
HidrurosHIDROGENO + METAL = HIDRUROS METÁLICOS K + H = KH ( Hidruro de Potasio) HIDRÓGENO + NO METAL = HIDRURO NO METÁLICOS + H 2= H 2 S (sulfuro de hidrógeno )
Hidruros metálicosLa molécula de hidrógeno funciona como biatómica (H2)
Metal + Hidrógeno K + H ___________________________KH 2K + H2 _________________________ 2KH (hidruro de potasio) Valencia de K = I Ba + H2 __________________________Ba H2 ( hidruro de bario) Valencia del Ba = II AL+ H____________________________Al H3
Al + 3H3 __________________________2AlH3
2Al + 3H2 _________________________ 2AlH3(hidruro de aluminio) Valencia del Al = III
Hidruros no metálicos No metal + hidrógeno se nombran agregando el sufijo uro al no metal Br2 + H 2 __________________________________2 HBr Bromuro de hidrógeno Amoníaco o Nitruro de hidrógeno N2 + 3 H2_____________________2NH3
Sulfuro de hidrógeno S + H2__________________________ H2S Fosfuro de hidrógeno o fosfinaP4 + 6 H2________________________ 4PH3
Leyes de los gases Ley de Boyle y Mariotte Condición normal de la temperatura 0ºC. Condición normal de la presión 760mm de Mercurio Escalas de temperatura De Kelvin a Celsius tºc= (T - 273) ºC De Celsius a Kelvin tºK= (t+ 273) ºK De Fahrenheit a Celsius =_______tº_________=___ 100ºC____ tº F - 32º F 180ºF Idem ºC a ºFLa presión : se mide en mm de mercurio(mmHg). Como 1033g/cm 3 es la presión ejercida por 76 cm de mercurio.
1 atmósfera = 760mm de Hg = 1033g/cm 3 1 Milibar = 0.75 mm de Hg
Pascal = N /m2 1 atmósfera=101325 Pa
LEY DE BOYLE Y MARIOTTE Relaciona el volumen de un gas con la presión cuando la temperatura es constante1 atmósfera .12 litros = 2 atmósferas. 6 litros = 3atmósferas . 4 litros = 4atm. 3l
El volumen de un gas a temperatura K es inversamente proporcional a la presión de ese gas
V1 . P1 = V2 . P2
P1/P2 = V2/V1
Calcular
El coeficiente de dilatación de todos los gases a presión K, tiene el mismo valor
α =Vf - V0 ________
V0.∆Tα = 1 / 273ºC
α = 0,0036 . 1 / ºC Es decir, si el volumen de un gas a 0ºC es V0, este volumen varía V0 . 1 / 273 por cada grado que varía la temperatura,manteniendo constante la presión.
Fórmula que permite hallar el Volumen final de un gas si se conoce el volumen a 0ºC y la variación de la temperatura Transformación isobárica
Vf=Vo(1+ α.∆T)
Transformación isocóricaTransformación de la presión de un gas al ser calentado dejando K el volumen
β =Pf - P0
_____ P0.∆T
Cálculo de la presión final de un gas en una transformación isocórica
Pf= Po(1+ β.∆T) Si un gas se halla a 0ºC y lo enfríamos dejando K la presión , su volumen disminuíra 1 / 273 del volumen que el gas tenía a 0ºC por cada grado que disminuya la temperatura. A la temperatura -273ºC que el hombre aunque se aproximó mucho no alcanzó todavía, se lo llama cero absoluto. En él , el volumen no se anula sino que desaparece la energía cinética de las moléculas del gas. Temperatura absoluta Temperatura medida desde erl cero absoluto, se expresa en Kelvin.
Escala CELSIUS Escala KELVIN
0ºC 0ºC+ 273ºC= 273K
17ºC 17ºC+ 273ºC =290K
-3ºC -3ºC+ 273ºC = 270ºK
-273ºC -273ºC+ 273ºC= 0ºK
Temperatura absoluta
T= t + 273
Primera ley de Gay-Lussac-CharlesA presión constante
Vf= Vo.T ___________ 273
A presión constante, los volúmenes de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutasA presión constante
V 1= T1
__ ___V2 T2
Segunda ley de Gay-Lussac-CharlesA volumen constante
P1= T1
__ ___P2 T2
Si el volumen de un gas permanece constante,las presiones del gas son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas. Ejercicio
Un gas en un recipiente de 25 dm3 y a 5 atm, sabiendo que el proceso es hizotérmico (temperatura K) Calcular el volumen de ese gas a 1 atm. V1 = 25dm3 = 25 litros V2 = X P1= 5 atm. P2 = 1 atm.
P1V1 = P2 V2
5 átm . 25 l = 1atm. xl125 ÷ 1 = 125 litros ó 125 dm3
Ley de Boyle y Mariotte b) Calcular la temperatura del gas que alcanzaría, si hizobaricamente logra alcanzar un volumen de 40 dm3
V1 = 5 dm3 V2=40dm3 T1=25ºC T 2= x T1= 25ºC+ 273=298K V 1= T1 1 5 dm3= 298ºk __ ___ ___ ______V2 T2 40dm3 x k
(40 dm3.298 ºK)/ 15dm3 = 794,6K (Escala Kelvin)794,6K - 273K = 521,6ºC Ley general se usa cuando no hay constante (K)P1.V1 =P2.V22 V1=100dm3 V2= 30dm3 T1= 20ºC T2= x20ºC + 273ºC = 293K P1=1atm. P2= 0.8 atm.V1. P 1 = V.P______ ______ (100dm3.1 atm) / 293k = (0,8 . 30) / x T1 T
100 / 293 = 24 / x 293 . 24
____________ = 70.3 100
= T270º18'
Ecuación general de un gas El valor de la constante para cualquier gas se designa con la letra R y se denomina constante universal de los gases. En condiciones normales de temperatura y presión un gas tiene los siguientes valores
V0= 22,4 l ? volumen molar del gas
P0= 1 atmósfera
T0= 273 kelvin
R=( 0.082 litro . atmósfera) / mol . K
P.V= n.R.T n= nro de moles
Si tenemos gramos de sustancia g(gramos) = b.M( masa de un mol de molécula)
n=(g /M) . R.T
1)En un recipiente hay 190 l de 1 gas a 77ºC y 750mm Hg de presión .Hallar su volumen en condiciones normales
V1. P 1 = V.P______ ______ T1 T Se despeja V = V . P . T1
______________ T . P1 ReemplazandoV = 190 l . 750mmHg.273K _________________________ 350K . 760mmHgV= 146,25 l Gases idealesEl gas ideal o perfecto es el gas que cumple exactamente las leyes de Boyle y Mariotte y de Charle-Gay y Lussac. Gases realesLos gases reales no cumplen con exactitud las leyes de los gases ideales,cumplen estas leyes con cierta aproximación y solamente a presiones muy bajas y a temperaturas algo elevadas.A presiones altas y a bajs temperaturas los gases se apartan del comportamiento ideal. Reacciones de los óxidos con el agua
Los óxidos básicos al reaccionar con el agua, forman compuestos llamados hidróxidos o bases
Los óxidos ácidos, al reaccionar con el agua, forman ácidos oxigenados, también llamados oxoácidos
óxido básico + H2O _______________ hidróxido óxido ácido + H2O___________________oxoácidoHidróxidos o bases
óxido de magnesio + agua ___________________hidróxido de magnesio
Los hidróxidos se denominan con la palabra hidróxido seguida por el nombre del metal
óxido de potasio + H2O ______________ hidróxido de potasioK2O + H2O_________________________ 2KHOóxido de calcio + H2O ________________hidróxido de calcio Acidos
anhídrido sulfuroso + agua = ácido sulfuroso
SO2 + H2O = SO3H2
anhídrido sulfúrico + agua = ácido sulfúrico
SO3 + H2O = SO4H2
El Cloro tiene valencia 1,3,5 y 7, por lo cual forma con el oxígeno cuatro óxidos ácidos, los que aplicando la regla correspondiente serán:Dos terminados en oso (hipo, debajo de)Cl2O anhídrido hipoclorosoCl2O3 anhídrido cloroso Dos terminados en ico Cl2O5 anhídrido clóricoCl2O7 anhídrido perclóricoSi los hacemos reaccionar con agua
anhidrido hipocloroso + agua = ácido hipocloroso
Cl2O + H2O = Cl2O2H2 = 2 ClOH
anhídrido cloroso + agua = ácido cloroso
Cl2O3 + H2O = Cl2O4H2 = 2 ClO2H
anhídrido clórico + agua = ácido clórico
Cl2O5 + H2O = Cl2O6H2 = 2 ClO3H
anhídrido perclórico + agua = ácido perclórico
Cl2O7 + H2O = Cl2O8H2 = 2 ClO4HSALES
SALES DE HIDRÁCIDOS ÁCIDO + HIDRÓXIDO ÁCIDO CLORHIDRICO + HIDRÓXIDO DE SODIO = SAL + AGUA HCL + NaOH ________________________________CLNa + H2 O
Cloruro de Sodio + AguaSALES DE OXOACIDOS OXOÁCIDO + AGUA ÁCIDO NITROSO + HIDRÓXIDO DE POTASIO = SAL + AGUA NO2H + K0H ________________________________NO2K + H2O
Nitrito de Potasio + Agua ACIDO NITRICO + HIDROXIDO DE POTASIO = SAL + AGUA HNO3 + KOH__________________________________KNO2 + H2O
Nitrato de Potasio SALES NEUTRAS, ÁCIDAS, BÁSICAS Y MIXTAS. Reacción total de sales: sales neutras Neutras: todos los átomos de H del ácido son sustituidos por el átomo del metal. H 2 SO 4+ 2 K(OH) ___________________________K 2 SO 4 + 2 H 2O
Sulfato de Potasio Reacción parcial de sales: sales ácidas Ácidas: conserva los átomos de hidrógeno H 2 SO 4+ K(OH) ______________________________ K.H.SO 4+ H 2O
Sulfato ácido de Potasio Reacción parcial de sales: sales básicas Básicas: neutralización incompleta de un ácido monoprótico con una base polihidróxica HCL + Mg(OH) 2_________________________________ Mg.OH.CL + H2 O
Cloruro básico de magnesio Reacción total de sales: sales neutra 2HCL + MgCL 2 = MgCL 2 + 2H 2 O Cloruro neutro de magnesio SALES MIXTAS Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido polipróptico por átomos de diferentes metales H 2 SO 4 + NaOH + KOH ______________________ NaKSO 4 + 2H 2O
Sulfato de Sodio y de Potasio OTRAS SALES El nitruro de hidrógeno o amoníaco es un gas, al disolverse en agua forma un compuesto denominado hidróxido de amonio. El hidróxido de amonio reacciona con los ácidos como los demás hidróxidos, dando sales a) NH 4OH + HCL _____________________________NH 4CL + H 2O
Cloruro de amonio b) 2NH 4 OH + H 2 SO 4 = ( NH 4)2 SO 4 + 2H 2O Sulfato de amonio c) NH 4OH + HNO 3______________________________NH 4NO 3 + H 2 O
Nitrato de amonio El radical ( NH 4 + ) o grupo amonio actúa en las sales como los metales monovalentes.
KCL NH 4CL
Cloruro de Potasio Cloruro de amonio
El radical ( NH 4 + ) es un radical monovalente
K 2 S ( NH 4)2 S
Sulfuro de Potasio Sufuro de amonio
Nomenclatura general de las sales
Fórmula Nomenclatura Nro de átomos Numeral de stock
NaCL Cloruro de sodio Cloruro de sodio Cloruro de sodio
AlBr3 Bromuro de aluminio Tribromuro de aluminio Bromuro de aluminio
KNO2 Nitrito de potasio Dioxonitrato de potasio Nitrato(III) de potasio
NaNO3 Nitrato de sodio Trioxonitrato de sodio Nitrato(V) de sodio
CaSO3 Sulfito de calcio Trioxosulfato de calcio Sulfato(IV) de calcio
Na2SO4 Sulfato de sodio Tetraoxosulfato de disodio Silfato(VI) de sodio
Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio Tetraoxosulfato de dialuminio Sulfato(VI) de aluminio
LiClO Hipoclorito de litio Monoxoclorato de litio Clorato(I) de litio
Fe(Cl03)3 Clorato férrico Trioxoclorato de hierro Clorato(V) de hierro(III)
(NH4)2SO4 Sulfato de amonio Tetraoxosulfato de diamonio Sulfato(VI) de amonio
K2MnO4 Manganato de potasio Tetraoxomanganato de dipotasio Manganato(VI) de potasio
NaHSO4 Sufato ácido de sodio Tetraoxosulfato de hidrógeno y sodio Sulfato(VI) de hidrógeno y sodio
MgClOH Cloruro básico de magnesio Hidroxocloruro de magnesio Hidroxicloruro de magnesio
CuCO3OH Carbonato básico de cobre Hidroxocarbonato de cobre Hidroxicarbonato de cobre(I)
NaKSO3 Sulfito de sodio y de potasio Trioxosulfato de sodio y de potasio Sulfato(IV)de sodio y de potasio
Estructura electrónicaÁtomoEs la menor porción de materia capaz de combinarse.Los átomos rara vez se hallan libres.Lo más frecuente es que se unan unos a otros formando moléculas. Su tamaño es pequeñísimo se miden en Angströmg. Está formado por partículas más pequeñas cargadas, algunas de ellas, eléctricamente.Según esta concepción, el átomo tendría la misma estructura del sistema solar: un núcleo,semejante al sol,alrededor del cual giran una serie de partículas llamadas electrones,a semejanza de los planetas, distribuidos en órbitas.El núcleo tendría carga eléctrica positiva y los electrones girando a gran velocidad,carga eléctrica negativa.El átomo está formado por un núcleo, en éste tenemos principalmente:Protones:son partículas de masa aproximadamente 1840 veces mayor que el electrón,con carga eléctrica positiva de igual valor que los electrones (de signo contrario) y de un radio 1840 veces menor que el electrón.Neutrones: Son partículas de carga eléctrica nula y de masa un poco mayor que la de los electrones. Electrones:Son partículas con carga eléctrica negativas que giran alrededor del núcleo siguiendo órbitas elípticas y de masa practicamente nula.Z - Número atómico: Z es el número de cargas elétricas del núcleo (igual al número de electrones). Es el número de orden del elemento en la clasificación periódica.La cantidad de electrones alrededor del núcleo es igual al número de protones que hay en éste.A- Número másico :es el número que resulta de sumar los protones más los neutrones. Tiene un valor muy aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.
Elemento Z A Número de Número de Número de
protones neutrones electrones
Oxígeno 8 16 8 8 8
Flúor 9 19 9 10 9
Núclido: es el conjunto de átomos iguales entre sí.Isótopo: son átomos con igual número atómico Z y diferente número de neutrones.Al investigar el cloro se comprobó que en un volumen de cloro hay 75,40% de átomos 17
35Cl y 24,60% de 17
37ClLa pabra isótopo proviene del griego iso = mismos y topos = lugar, o sea, "elemento que ocupa el mismo lugar en la tabla periódica por tener igual número atómico"
Masa atómica del cloro :35,48 17
35Cl 17
37ClUniones químicasUnión iónicaHay una transferencia de electrones del átomo electropositivo hacia el electronegativo. Estos iones se mantienen unidos por la fuerza de atracción electrostática. Se caracterizan: alto punto de fusión y ebullición.Esta unión se da entre electronegatividades : atrae hacia sí los electrones de ligadura. Los metales alcalinos al combinarse con otro elemento ceden 1 electrón y los halógenos lo captan formando un octeto completo METALES ALCALINOS = GRUPO I HALOGENOS= GRUPO VII Na * + + + Na * O + + +
2Na O Na_______________(Na) catión electropositivo 2-8-1 2-8 La ecuación molecular es 4Na + O2 ___________ 2Na2OLa electrónica4Na + O2_________ 4[Na]++2 [O]=
Unión covalente El doblete electrónico es compartido por ambos átomos que superponen sus orbitales.Las uniones covalentes se forman, en general, entre dos no metales.Para formar un enlace covalente, un átomo debe poseer un orbital desapareado,es decir con un solo electrón.Amoníaco
H____N_____H|H
Fórmula desarrollada Fórmula molecular NH3
1. Poseen bajo punto de fusión.2. Poseen bajo punto de ebullición3. Los átomos se mantienen unidos como tales,es decir, no se transforman en iones.4. Son solubles en líquidos orgánicos.5. Cuando son sólidos,presentan estructuracristalina molecular6. La unión covalente es más generalizada entre los compuestos de la química
orgánica,actualmente denominada química del carbono.
Unión covalente dativaSe presenta cuando, en lugar de contribuir cada átomo con un electrón para formar el doblete o par electrónico,es un átomo el que completa el octeto del otro cediéndole un par de electrones.El átomo que contribuye con sus electrones se denomina dador, y el que los recibe se denomina aceptor.Dióxido de azufre
Fórmula molecularSO2
Fórmula desarrollada S→O
|O
Electronegatividad y tipo de enlace Cuanto mayor es la electronegatividad entre dos átomos mayor es la tendencia al carácter iónico de la unión entre dos átomos. 1) Enlace fuertemente electrovalenteFCs (fluoruro de cesio)
Electronegatividad del fluor: 4 Electronegatividad de cesio: 0,7 Diferencia: 4 - 7 : 3,3
Esta unión es de tipo iónico y de carácter fuerte,pues se toma como valor límite el valor 2 .
Si la separación en la escala es mayor de 2,el enlace es iónico. Si es menor que 2, será covalente
2)Enlaces covalentesCH4
Electronegatividad del carbono: 2,5 Electronegatividad del hidrógeno: 2,1 Diferencia: 2,5 - 2,1 = 0,4
Como la diferencia es muy pequeña, el enlace es covalente. SolucionesLas soluciones son sistemas homogéneos fraccionables formados por dos o más sustancias puras.Al componente más abundante en la solución se lo llama solvente y al menos abundante soluto.
Agua salada, es un sistema homogéneo formado por dos sustancias(agua y sal),la primera esel soluto y la segunda el solvente.
Las soluciones más frecuentes son: Sólidas: ejemplo: las aleaciones,como ser: latón(aleación de cobre y zinc). Líquidas: 1) sólido en líquido: ejemplo: sal en agua. 2) líquido en líquido: ejemplo:alcohol en
agua. 3)gases en líquidos: ejemplo: oxígeno en agua. Gaseosas:ejemplo: aire: solución formada por oxígeno,nitrógeno,dióxido de carbono.
SolubilidadAl agregar una pequeña cantidad de sal en agua, a una determinada temperatura,se observa que se disuelve.Si se mantiene la misma temperatura y se continúa adicionando sal,llega un momento en que ésta ya no se disuelve y por lo tanto queda depositada en el fondo del recipiente.Se dice que, para esa temperatura, la solución está saturada.Solución saturada : es aquella que no admite más soluto a una determinada temperatura.La cantidad máxima de una sustancia capaz de disolverse en un líquido se conoce como "límite de solubilidad".El valor del límite de solubilidad depende de la sustancia disuelta(soluto),del solvente y de la temperatura y se determina experimentalmente.Concentración de las solucionesEs la relación entre la cantidad de soluto y de solvente a una determinada temperatura.
Relación entre masasa)Gramos de sal por 100g de solución(% m/m)b)Gramos de sal por 100g de solvente.
Relación entre masas y volúmenesa)Gramos de sal por 100 ml de solución (% m/v)b)Gramos de sal por 100ml de solvente.
Equivalente gramo de un ácido, de una base y de una salEquivalente gramo resulta de dividir la masa de un mol de molécula de ellos por el número de iones H+ o de ionesOH - que produce al ionizarse una molécula de ácido o base.Equivalente gramo de SO4H2 mSO4H2 = 98g = 49g 2 2Equivalente gramo de HClmHCl = 36,5g = 36,5g 1 1
Soluciones normalesDe un ácido,de una base o de una sal aquella que tiene un equivalente gramo de ácido,de base o de sal disuelto en 1 litro de solución.
