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QUÍMICA: Resumen “Fundamentos Química” <Burns> ADRIAN BOTTA

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UNIDAD 2: MATERIA Y ENERGÍA Química: Ciencia que se ocupa de la materia y de sus cambios Materia: Es cualquier cosa que tiene masa Masa: Es una medida de la cantidad de materia. Se expresa en unidades de masa atómica (uma) Peso: Es la acción de fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto en particular. Átomo: Es la partícula más pequeña que conserva las propiedades de un elemento. Son indivisibles.

ESTADOS DE LA MATERIA Según su temperatura, una muestra de materia puede adoptar el estado sólido, líquido o gaseoso. Estas formas se conocen como estados físicos o estados de la materia. Estado Forma Volumen Compresibilidad Prop. Submicroscópicas

Sólido Definida Definido Despreciable Partículas en contacto y estrechamente empaquetadas en formaciones rígidas

Líquido Indefinida Definido Muy poca Partículas en contacto, pero móviles

Gas Indefinida Indefinida Alta Partículas muy separadas e independientes entre sí

Clasificación de la materia Sustancia pura: Es una sustancia química individual que se compone íntegramente de

la misma clase de materia (o partículas). Puede ser: - Elemento: Son las sustancias fundamentales con las que se constituyen todas las

cosas materiales. Ej: Fe (Hierro) - Compuesto: Son sustancias puras que están formadas por uno o más elementos que

se combinan entre sí en proporciones fijas. Las propiedades de los compuestos son distintas de los elementos individuales que intervienen. Ej: H2O

Mezcla: Es la combinación de 2 o más sustancias puras. Puede ser: - Homogénea: Es toda igual. Tiene una composición y apariencia uniforme.

Ej: Vodka, gasolina, azucar en agua, etc - Heterogénea: No presenta propiedades uniformes. La composición de sus fases es

diferente. Ej: Aceite en agua, madera, etc

Fase: Es cada una de las partes macroscópicas de composición química y propiedades físicas homogéneas que forman un sistema

Ley de la composición definida: Un compuesto en particular tiene siempre una proporción específica de átomos y un porcentaje específico, en masa, de cada elemento del compuesto.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

1- Propiedades intensivas: Propiedades Físicas: Identifican una sustancia sin producir un cambio en la misma.

No dependen de la cantidad de la misma. Ej: conductividad, lustre, color, olor, densidad, pto de fusión, brillo, estado (sólido, líquido, gaseoso), etc.


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Propiedades Químicas: Son las propiedades que se relacionan con la manera que cambia la composición de una sustancia o cómo interacciona con otras sustancias. Estas propiedades incluyen la tendencia a reaccionar con diversas sustancias.

A la hora de establecer si un cambio es físico o químico, conviene plantearse si ha cambiado la composición fundamental de la sustancia 2- Propiedades Extensivas: Dependen de la cantidad de sustancia. Incluyen mediciones de masa, volumen y longitud

ENERGÍA Y CAMBIOS QUÍMICOS

En cualquier cambio químico, una o más sustancias se consumen, en tanto se forman una o más sustancias nuevas, cada una con sus propiedades físicas y químicas peculiares.

Ley de Conservación de la masa: La masa no se crea ni se destruye durante un cambio químico. En otras palabras: Durante las reacciones químicas, ningún átomo se gana ni se pierde

Energía: Es la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Se realiza trabajo cuando se mueve una masa a través de una distancia. Tipos:

- Potencial: Es la energía almacenada que posee un objeto debido a su posición o composición química

- Cinética: Es la energía del movimiento

Ley de Conservación de Energía: La energía no se crea ni se destruye durante los procesos químicos, sino que se transforma.

Reacciones: - Exotérmicas: Es una reacción que libera energía calorífica - Endotérmicas: Es cuando se absorbe calor u otras formas de energía durante las

reacciones

UNIDAD 4: ELEMENTOS Y ÁTOMOS

Todos los elementos de la naturaleza, se encuentran representados en la Tabla Periódica. Las filas se conocen como periodos y las columnas como grupos. Los elementos se clasifican en:

Metales: No tienden a combinarse químicamente entre sí, pero reaccionan con los no metales para formar compuestos. Se encuentran a la izquierda en la tabla periódica

No Metales: Se encuentran a la derecha en la tabla periódica Metaloides: Se encuentran en el centro de la tabla periódica. Tienen propiedades

intermedias entre los metales y los no metales Elementos Transuránicos: Son los elementos con nº atómico > 92. Todos son sintéticos Elementos Diatómicos: En vez de existir átomos individuales, 7 de los elementos no metálicos (hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y yodo) lo hacen como pares de átomos que se encuentran combinados químicamente formando moléculas diatómicas (H2, O2, etc). El subíndice 2 se emplea para indicar que cada molécula tiene 2 átomos del mismo elemento unidos mediante enlaces químicos.


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LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1- Todos los elementos están formados por partículas diminutas e indivisibles llamadas

átomos. No es posible crear ni destruir los átomos durante las reacciones químicas 2- Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, pero difieren de los átomos de

los demás elementos 3- Los átomos de elementos distintos forman compuestos combinándose en

proporciones fijas de nº enteros pequeños 4- Si los mismos elementos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente

en masa y átomos para cada compuesto 5- Una reacción química implica un cambio en la forma en que se combinan los átomos

para formar compuestos

ÁTOMOS Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Dentro del átomo, existen 3 partículas subatómicas estables: protón, neutrón y electrón. Los protones y neutrones se hallan en el centro del átomo, en un diminuto núcleo, que tiene de diámetro 1x10-15m; los electrones se mueven en torno al núcleo en regiones definidas llamadas orbitales. El protón tiene carga positiva, el electrón negativa y el neutrón no posee carga eléctrica. Todo átomo es neutro debido a que tiene el mismo nº de protones que de electrones.

Partícula Símbolo Carga Masa Relativa (uma) Masa (g) Electrón e- 1- 1/1837 9.10953 x 10-28g Protón p 1+ 1 1.67265 x 10-24g Neutrón n 0 1 1.67495 x 10-24g

Nº másico (A = p + n): Es la suma de protones y neutrones Nº atómico (Z): Es el nº de protones que hay en el núcleo de un átomo. El nº atómico determina la identidad de cada elemento.

Isótopos: Son átomos de un elemento en particular que tienen masas diferentes. La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas. El hidrógeno es el único elemento que cuenta con nombres para cada uno de sus isótopos (Deuterio y Tritio). Hay 2 métodos muy usados para mostrar de qué isótopo se está hablando:

- El nº de masa se separa por un espacio del elemento. Ej: Cobalto 60

- , donde X es el elemento. Ej:

Peso Atómico: Para un elemento, es un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia en la naturaleza. M = (%abundancia * masa isótopo estable)/100

COMO CALCULAR CON MOLES La masa y el nº de partículas son proporcionales. 1mol = 1,66 x 10-24g N (nº Avogadro)= nº de átomos presente en 12g de Carbono 12 = 6.022 x 1023

Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades como átomos hay en 12g de carbono 12. La masa de un mol expresada en gramos se llama masa molar. Un mol de X siempre contiene 6.022 x 1023 partículas unitarias


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UNIDAD 5: DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS

Los electrones en los átomos se ubican en niveles de energía específicos(desde n=1). Los electrones no tienen cualquier cantidad de energía, sino que deben tener ciertos valores específicos. Estos valores varían según el nivel en el que se encuentre el electrón. Los átomos que tienen todos sus electrones en los niveles de energía más bajos, se encuentran en estado basal. Mediante la aplicación de energía un electrón puede saltar de un nivel inferior a uno superior. Cuando sucede esto, se dice que se encuentra ene estado excitado. Ionización: Es el proceso por el cual se extraen electrones de un átomo mediante la aplicación de energía. La energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en estado basal. Cuando un átomo pierde un electrón, la partícula cargada que se forma se denomina ión. Bohr dedujo que cada nivel de energía (n) es capaz de mantener una cierta cantidad de electrones, que se determina con la fórmula 2n2. Cada nivel de energía está constituido por uno o más subniveles. El 1er nivel tiene 1 subnivel, el 2do dos, el 3ro tres y el resto 4. Estos subniveles se designan con las letras s(max 2e-), p(max 6e-), d(max 10e-), f(max 14e-). Electrones de valencia: Es la cantidad de electrones del último nivel de energía de un átomo. Lewis desarrolló una notación para mostrar los electrones de valencia, que consiste en escribir el símbolo del elemento y a su alrededor, tantos * como electrones haya en el último nivel de dicho elemento.

NÚMEROS CUÁNTICOS

Permiten decir, de un electrón, su situación. Son 4 nº:

Nº Cuántico Letra Rango Define Principal n 1..

Nivel

Secundario l 0...n-1 Subnivel Magnético mL -l..l Orbital Del espín ms +1/2 o -1/2 Sentido de giro

Ejemplo: Nitrógeno N 1s2 2s2 2p3 Representación del ultimo nivel:

Principio de Exclusión de Paulie: No pueden haber 2 electrones que tengan sus nº cuánticos iguales


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UNIDAD 6: PROPIEDADES PERIÓDICAS

Un periodo (fila horizontal) de elementos en la tabla periódica presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas, que sigue en estrecho paralelo la variación de las propiedades de otros periodos de elementos. A las columnas verticales de elementos en la tabla periódica se les llama grupos. Los grupos tienden a presentar las mismas propiedades químicas. Las propiedades periódicas son:

1- Radio Atómico: Aumenta a medida que aumenta el nº atómico 2- Radio Iónico: Radio catión(+) < Radio átomo neutro < Radio Anión(-) 3- Potencial de Ionización: Es la energía necesaria para a un mol de átomos en estado

gaseoso extraerle 1 mol de electrones 4- Afinidad electrónica: Energía puesta en juego cuando a un mol de un átomo al

estado gaseoso se le agrega 1 mol de e- para formar un mol de aniones. 5- Tendencia a la variación de densidad y conductividad 6- Punto de fusión y ebullición

¿Por qué el Hidrógeno podría pertenecer tanto al Grupo 1 como a los Halógenos? Porque tiene un solo electrón de valencia como los metales alcalinos y carece de un electrón para tener un nivel energético externo ocupado por completo, como los halógenos. Sin embargo, debido a las propiedades del hidrógeno, debería considerarse miembro de un grupo propio.

UNIDAD 7: ENLACES QUÍMICOS

Regla del Octeto: Es la tendencia de los átomos no metálicos de ganar electrones hasta tener 8 electrones de valencia. Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de la misma y de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra. Existen varios tipos de enlaces:

Enlaces Iónicos: Es la fuerza de atracción entre iones con carga opuesta. En este tipo de enlace, un metal pierde los electrones de valencia (se oxida) y se transforma en un catión, y un no metal gana dichos electrones (se reduce) para completar su último nivel de energía, transformándose en un anión. Cuando se transfieren electrones, se forman átomos estables con un octeto de electrones. Al resultado de este enlace se llama compuesto iónico. Todos los compuestos químicos son neutros en cuanto a carga; sus fórmulas no muestran las cargas de los iones individuales. A la hora de escribir el compuesto, primero se coloca el metal. Los átomos de los


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compuestos iónicos tienen una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7 aproximadamente. Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente, y muchos de ellos son solubles en agua. Cuando esto sucede, se disocian, es decir, se descomponen en iones individuales que se mueven con libertad, lo que permite la conductividad eléctrica. A una sustancia que se disuelve en agua y produce una solución que conduce la electricidad, se llama electrolito. Ejemplos:

Enlaces Covalentes: Estos enlaces se forman cuando entre 2 átomos comparten

pares de electrones, formando así una molécula. Una molécula es un conglomerado eléctricamente neutro de 2 o más átomos unidos por pares compartidos de electrones, que se comporta como una sola partícula. Durante la formación de un enlace covalente, se puede imaginar a dos átomos que se acercan entre sí, entrelazándose sus nubes electrónicas de tal manera que no pueden separarse con facilidad. La molécula que se forma es más estable que los átomos individuales. Los enlaces pueden ser simples, dobles o triples. Los mismos, se representan mediante una línea o un par de puntos encerrados en un círculo. El objetivo de este enlace, es alcanzar la estabilidad, completando el último nivel de energía. Existen 2 tipos de enlaces covalentes: Enlaces Covalentes No Polares: Se dan entre átomos del mismo elemento,

generalmente no metálicos. Los pares de electrones se comparten de manera equitativa entre los 2 átomos. Ej: los elementos diatómicos: H-H (o H : H) por H2

por Cl2

Enlaces Covalentes Polares: Antes de analizar este tipo de enlace es preciso considerar la importancia de la electronegatividad, que es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente a atraer hacia sí los electrones compartidos. Los átomos de los elementos más electronegativos presentan la mayor atracción por los electrones, y muestran la máxima tendencia a ganar electrones para formar aniones. Los átomos de los enlaces covalentes polares presentan


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diferencia de electronegatividad menor a 1.7. Se da generalmente entre 2 elementos distintos no metálicos. La notación para representar este tipo de enlace es la siguiente:

Donde la los signos + y- (delta más y delta menos) indican qué extremo es parcialmente positivo y cual es parcialmente negativo. También se puede emplear una flecha que apunte al centro de carga más negativo

Enlaces Metálicos: Consiste en iones metálicos con carga positiva en una red tridimensional, en la que los electrones de valencia débilmente sujetos se mueven con libertad, a la manera de un fluido, a través del metal. Los metales cuyos electrones están sujetos con menos fuerza son los mejores conductores de la electricidad

Característica Enlace Iónico E. Covalente E. Metálico Partículas unitarias Iones positivos y negativos Moléculas Átomos Estado físico a temp. Ambiente

Sólido Cualquiera Todos sólidos excepto Hg

Punto de fusión 300 a 1000ºC Bajo, muy variable Varía. Mayor a 28º excepto Hg

Conductividad - Como sólido - Fundido - En agua

No Si, buena Si, buena

No

Si Si No aplicable

Solubilidad Soluble en disolventes polares, como agua

No polares se disuelven en no polares, y polares en polares

Insolubles en disolventes no polares. Algunos reaccionan con ácidos y muy pocos con agua

Ejemplos NaCl, CaCl2 CH4, CO2, H2 Cu, Mg, Al, Fe

Puentes de Hidrógeno: En este tipo de enlace participan fuerzas de atracción entre ciertas moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua son responsables de los anormales altos puntos de fusión y ebullición de la misma. Sólo las moléculas en la que los hidrógenos están unidos a uno de los elementos flúor, oxígeno o nitrógeno, de alta electronegatividad, pueden participar en la formación de puentes de hidrógeno. En las moléculas de este tipo, en enlace entre el elemento electronegativo y el hidrógeno es bastante polar, pues el par electrónico del enlace está más próximo al átomo electronegativo. Como el hidrógeno tiene una densidad electrónica más bien baja, este protón casi desnudo del Hidrógeno es atraído hacia los electrones no enlazantes de un elemento electronegativo de una molécula vecina. Los puentes de hidrógeno se los representa por lo general mediante una línea punteada


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NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS Nº oxidación del Oxígeno: -2 Nº oxidación del Hidrógeno: 1

COMPUESTOS BINARIOS

Tipos Formado por Nomenclatura Ejemplo Tipo Unión

Ácidos O + no metal [X]óxido de <[X]elemento>

Monóxido de Carbono: CO Covalente

Óxidos Básicos O + metal

1 solo nº oxidación: Óxido de Elemento Varios nº oxidación: Óxido <Elemento +oso/ico>

Óxido de sodio: Na2O Óxido de Aluminio: Al2O3 (2*3+3*(-2)=0) Óxido Cuproso: Cu2O Cu actúa con n=1 Óxido Cúprico: CuO Cu actúa con n=2

Iónica

No metálicos

H + no metal (con su menor nº ox.)

<Elemento + uro> de Hidrógeno

Sulfuro de Hidrógeno: H2S Nitruto de Hidrógeno (Amoníaco): H3N

Covalente Polar Hidruros

Metálicos H + metal (con su mayor nº ox.)

Hidruro de <Elemento> Hidruro de Sodio: NaH Hidruro de Calcio: CaH2

Iónica

Sales de Hidrácidos Metal + No metal (menos O y H)

<No metal + uro> de <metal> (nº ox. metal)

Cloruro de Calcio CaCl2 Sulfuro de Hierro (II): FeS

COMPUESTOS TERNARIOS

Tipos Formado por Nomenclatura Ejemplo ( ~ Agua)

Óxido Ácido + H2O

Ácido <hipo + elemento + oso> 3,4 Ácido <elemento + oso> 2,3,4 Ácido <elemento + ico> 1,2,3,4 Ácido <per + elemento + ico> 4 * Según nº oxidación

Ácido Nitroso: N2O3 + H2O = 2 HNO2

Ácido Carbónico: CO2 + H2O = H2CO3

Ácidos Oxácidos

Disociación Anión <elemento + terminación> Terminación: “Pico de pato, oso bonito”

H2SO2 ~~~ 2H+ + (SO2)2-

Ácido Anión Hiposulfuroso Hiposulfito

(H2S, HF, HCl, HBr, HI) + H2O Ácido <elemento + hídrico> Ácidos Hidrácidos Disociación Anión <elemento + uro>

HF ~~~ H+ + F- (Anión fluoruro) Fluoruro de ~~~ Ácido Hidrógeno ~~~ Fluorhídrico

Hidróxidos Óxido Básico + H2O Igual que los Óxidos Básicos, cambiando óxido por hidróxido. X(OH)n

Hidróxido de Sodio: Na(OH) Hidróxido de Aluminio: Al(OH)3


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UNIDAD 9: CÁLCULOS CON MOLES

Molaridad Se obtiene una solución cuando una sustancia química se disuelve por completo en otra. Una solución de sal de mesa en agua es un buen ejemplo. Al NaCl que se disuelve se le llama soluto, en tanto que el agua es el disolvente. La concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto disuelto en una solución. Uno de los métodos para expresar la concentración es la molaridad (M), que se define como el nº de moles de soluto que hay en una solución, dividido entre el nº total de litros de solución.

Molaridad = ____Moles de soluto______ Litros totales de solución

Cuando se disuelve 0.300 mol de NaCl en agua suficiente para hacer un volumen total de 0.40º litros, se dice que se tiene una solución 0.750 molar (0.750 M)

0.300 mol = 0.750 mol/lt NaCl = NaCl 0.750 M 0.400 lt Fórmulas Empíricas y moleculares Las formulas moleculares del acetileno y benceno son C2H2 y C6H6 respectivamente. La fórmula empírica, para el acetileno, la relación más sencilla entre los átomos de C y H es 1:1. De manera que la formula empírica del acetileno es CH. Lo mismo sucede para el benceno. Para resumir, el acetileno y el benceno tienen fórmulas moleculares distintas, pero presentan la misma fórmula empírica, y contienen los mismos porcentajes de C y H.

UNIDAD 10: REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad: una o más sustancias se consumen mientras se forman otras sustancias. A las sustancias presentes en el inicio de una reacción se las llama reactivos, y las sustancias que produce la reacción se conocen como productos. Las ecuaciones químicas se emplean para representar, mediante símbolos, lo que sucede durante la reacción. Esquema general de ecuación química:

Reactivo1 + Reactivo2 + …+ Reactivon Producto1 + Producto2 + … + Producton

MOL

Volumen Nº de Partículas

Masa

* masa molar

* volumen molar * nº Avogadro (6,02 * 1023)

/ masa molar

/ volumen molar / nº Avogadro (6,02 * 1023)


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Tanto los reactivos como los productos se expresan en fórmulas químicas. Se puede designar con una (g) (s) o (l) el estado de un reactivo/producto seguido de la fórmula. En ocasiones se incluye la letra Δ arriba o debajo de la flecha para indicar que se requiere calor para iniciar la reacción. En ciertos casos, se agrega una sustancia para acelerar una reacción que de otra manera tendría lugar con lentitud, o podría no ocurrir. Esta sustancia, llamada catalizador, se muestra sobre la flecha, y no se consume durante la reacción. Para poder realizar cálculos de manera correcta, debemos balancear la ecuación química. En una ecuación química balanceada, el nº de átomos de cada elemento representado como reactivo y como producto, deberá ser igual: los átomos están balanceados. Las ecuaciones indican las proporciones numéricas de las partículas unitarias y de la masa. La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Para balancear una ecuación química, se deben colocar coeficientes antes de los reactivos y/o productos, de tal forma que se respete la ley de conservación de la masa. Al balancear una ecuación química, no se pueden cambiar los subíndices de las fórmulas, porque ello cambiaría los compuestos representados y también el significado de la ecuación. Combustión Cuando una sustancia que contiene carbono e hidrógeno (un hidrocarburo) sufre una combustión completa, se consume oxígeno y se produce dióxido de carbono y agua. La ecuación general no balanceada es:

Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O (no balanceada)

La manera más rápida de balancear la ecuación de una combustión es balancear primero los átomos de carbono, luego los de hidrógeno y finalmente los de oxígeno. Tipos de Reacciones

De Síntesis o combinación: A + B AB De Descomposición: AB A + B De Doble Sustitución o Metátesis: AB + CD AD + CB De Neutralización: Ácido + Base Agua + Sal

UNIDAD 11: ESTEQUIOMETÍA EN REACCIÓN

Relación Molar Tomamos como ejemplo la ecuación balanceada de la relación entre el nitrógeno gaseoso y el hidrógeno gaseoso que produce amoníaco gaseoso:

N2 + 3 H2 2 NH3 Se pueden escribir relaciones molares entre cualquiera de las sustancias que representa la ecuación, a partir de sus coeficientes. Las relaciones pueden ser entre 2 reactivos, 2 productos o 1 reactivo y 1 producto. Ejemplo:

1 mol N2 o 3 mol H2 o 1 mol N2_ o 2 mol NH3 o 3 mol H2 o 2 mol NH3 3 mol H2 1 mol N2 2 mol NH3 1 mol N2 2 mol NH3 3 mol H2

Cuando se conoce la ecuación química balanceada, y también el nº de moles de uno cualquiera de los elementos, se puede establecer el nº proporcional de moles de cualquier otro elemento empleando la relación molar apropiada:


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Moles conocidos de la sustancia de partida x _Moles de la sustancia deseada_ Moles de la sustancia de partida Esta conversión puede representarse como:

Moles de A Moles de B

Se pueden efectuar cálculos estequiométricos con cantidades de sustancias que reaccionan y productos de reacción en términos de moles, pero las cantidades de sustancias químicas se expresan a menudo en términos de masa. Lo que debemos hacer es:

Gramos de A Moles de A Moles de B Gramos de B

1- Obtener una ecuación química balanceada 2- Anotar la cantidad conocida de una sustancia, marcada como “Gramos de A”, como punto de

partida (puede ser cualquier reactivo/producto de la reacción) 3- Convertir los “gramos de A” a “Moles de A” (Capítulo 9) 4- Convertir los “Moles de A” a ”Moles de B” usando la relación molar (mol B/mol A), con base

en la ecuación química balanceada 5- Convertir los “Moles de B” a “Gramos de B” (Capítulo 9)

Gramos de A x Moles de A x Moles de B x Gramos de B = ? gramos de B

Gramos A Moles de A Moles de B Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Oxígeno se necesitan para quemar 10g de alcohol etílico?

C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

10g C2H5OH x 1 mol C2H5OH x 3 mol O2 x 32g O2 = 20.9g O2 46.0g C2H5OH 1 mol C2H5OH 1 mol O2

En el caso de muchas reacciones químicas, una o ambas sustancias reaccionantes se hallan disueltas en agua, formando una solución acuosa. Se puede calcular el nº de moles de la sustancia disuelta cuando se conoce la concentración de la solución en términos de molaridad, y se conoce también su volumen.

Para toda reacción, si hay un reactivo limitante, se deben utilizar la cantidad de moles de éste para calcular cualquier producto de reacción.

Rendimiento Porcentual Se calcula debido a que en una reacción de laboratorio es muy difícil obtener el 100% del rendimiento teórico. Rendimiento porcentual = Rendimiento Real Rendimiento Teórico

Volumen de A molaridad de A Moles de A Moles de B Gramos de B

Gramos de A Moles de A Moles de B molaridad de B Volumen de B


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UNIDAD 12: GASES Propiedades físicas

1- Los gases no tienen forma ni volumen definidos; se expanden hasta llenar todo el volumen del recipiente y se ajustan a la forma del mismo

2- Los gases son compresibles; al aumentar la presión, se puede hacer que un gas ocupe un volumen mucho menor

3- Los gases presentan densidades bajas en comparación con los sólidos y líquidos. Conforme la presión aumenta, también lo hace la densidad del gas

4- Los gases encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobre todas las paredes del recipiente

5- Los gases se mezclan de manera espontánea y completa unos con otros a presión constante, siempre que no haya una reacción química (difusión)

Teoría cinética de los gases

1- Las partículas del gas se mueven de manera continua, rápida y al azar en líneas rectas en todas direcciones

2- Las partículas del gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son grandes 3- Para los gases, se pueden despreciar las fuerzas gravitatorias y las fuerzas de atracción entre

partículas del gas 4- Cuando las partículas del gas chocan entre sí o con las paredes del recipiente, no se pierde

energía; todas las colisiones son perfectamente elásticas, es decir, que las partículas continúan chocando sin pérdida de energía

5- La energía cinética promedio es la misma para todos los gases a la misma temperatura; varía de manera proporcional con la temperatura en kelvins

Presión Atmosférica La presión atmosférica es la fuerza total que ejercen las moléculas de aire sobre cada unidad de área. Esta fuerza se debe a la atracción que ejerce la tierra sobre la columna de aire que va de la superficie del planeta hasta las moléculas más externas de la atmósfera.

Presión = Fuerza Área

CNTP (Condiciones Normales de Temperatura y Presión) Presión Normal = 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101325 Pa = 101325 N/m2

Temperatura Normal = 0ºC = 273 K

Ley de Boyle: La relación presión-volumen “A temperatura constante, el volumen V, que ocupa una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión P” V1 (con temperatura y masa constante)

P

Teoría: Una muestra de un gas en un recipiente ejerce una cierta presión porque las partículas rebotan contra las paredes a una cierta velocidad y con una fuerza determinada. Si se reduce el volumen del recipiente, las partículas tendrán que viajar distancias más cortas antes de chocar con las paredes. Además, el área de las paredes disminuye conforme lo hace el volumen, de modo que cada unidad de área experimenta más choques de partículas por unidad de tiempo

Para un mismo elemento, supongamos que lo comprimimos: P1V1 = P2V2


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Ley de Charles: La relación volumen-temperatura “A presión constante, el volumen que ocupa una muestra de gas es directamente proporcional a su temperatura Kelvin” V P (con temperatura y masa constante)

Teoría: Cuando se calienta un gas, se le suministra energía, y las partículas del gas comienzan a moverse con mayor rapidez: la masa no cambia, pero la velocidad aumentan. Estas partículas más veloces golpean las paredes del recipiente con mayor frecuencia. Para que la presión permanezca constante, el volumen del recipiente tiene que aumentar, y un volumen mayor significa que las partículas tienen más espacio donde moverse; les tomará más tiempo viajar de una pared a otra. Además la mayor área de pared disponible significa que cada unidad de área será alcanzada con menos frecuencia.

V1 = V2 T1 T2

Ley de Gay-Lussac: La relación presión temperatura “A volumen constante, la presión que ejerce una muestra específica de gas es directamente proporcional con su temperatura Kelvin” P T (con temperatura y masa constante)

Teoría: Conforme la temperatura aumenta a volumen constante, se incrementa la energía cinética promedio de las partículas y éstas se mueven con mayor rapidez, bombardeando las paredes del recipiente con más frecuencia y mayor fuerza. En consecuencia, la presión aumenta con la temperatura cuando el volumen se mantiene constante

P1 = P2 T1 T2

Ley Combinada de los Gases P1V1 = P2 V2

T1 T2 Volumen Molar y Densidad de Gases a CNTP El volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas a TPN se aproxima mucho a 22.4 lt. Así, 22.4 lt/mol se conoce como el volumen molar de cualquier gas a TPN Ley del Gas Ideal

PV = nRT R: Constante universal de los Gases. R= 0.0821 lt atm / (mol K) Un gas ideal se define cono un gas que se ajusta a la perfección a la ley del gas idea, y a otras leyes de los gases, en todas las condiciones. Los gases reales, los que existen en la realidad, no se ajustan a la perfección a estas leyes debido a que estas no consideran pequeñas fuerzas de atracción. Ley de Dalton de las presiones Parciales Cada uno de los gases de una mezcla se comporta de manera independiente respecto a los otros gases. Cada gas ejerce su propia presión. PTOTAL = ∑ PX Los gases como el oxígeno, nitrógeno e hidrógeno consisten en una mezcla de moléculas no polares. Como sólo presentan una ligera solubilidad en agua: PTOTAL = Pgas recolectado + Pvapor de agua


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La presión de vapor de una sustancia es la presión parcial que ejercen las moléculas de la sustancia que se encuentran en la fase gaseosa encima de la fase líquida de la sustancia. La presión de vapor del agua depende de la temperatura del agua, pero la cantidad de agua líquida no importa Estequiometría de Gases: una visión integral Ahora es posible manejar también problemas que implican conversiones de litros de gas a moles. Si el gas se halla a TPN, las conversiones de litros a miles pueden hacerse utilizando el volumen molar de un gas, 22.4 lt/mol ; pero si el gas no está a TPN, se emplea la ley del gas ideal, PV = nRT

UNIDAD 13: LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Generalizaciones acerca de Gases, líquidos y sólidos

1- Todos los gases son monoatómicos o moléculas con enlaces covalentes 2- Todos los líquidos puros a temperatura ambiente están compuestos por moléculas con enlaces

covalentes (Excepción: Hg). Los líquidos no polares son inmiscibles con líquidos polares 3- Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente. Tienen puntos de fusión

relativamente elevados porque sus enlaces iónicos son muy fuertes. Los compuestos iónicos presentan solubilidades muy bajas en líquidos no polares

4- Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente (Excepción: Hg). Los metales son conductores en estado sólido

5- Muchas sustancias moleculares (con enlaces covalentes) son sólidos a temperatura ambiente El estado físico de de una sustancia molecular a una temperatura dada, se relaciona con su masa molar y con diversas fuerzas intermoleculares. El punto de fusión aumenta conforme lo hace la masa molar

Volumen de A (sólido)

Volumen de A (líquido)

Masa de A Volumen de A (gas)

Moles de A

Nº de partículas unitarias de A

densidad (g/cm3)

densidad (g/ml)

Masa molar

(g/mol)

No a TPN Usar

PV=nRT

Nº Avogadro (6.02 x 1023)

A TPN. Usar volumen molar (22.4 lt/mol)

Volumen de B (sólido)

Volumen de B (líquido)

Masa de B Volumen de B (gas)

Moles de B

Nº de partículas unitarias de B

densidad (g/cm3)

densidad (g/ml)

Masa molar (g/mol)

No a TPN Usar PV=nRT

Nº Avogadro (6.02 x 1023)

A TPN. Usar volumen molar

(22.4 lt/mol)

Relación Molar

Relación Molar

Relación Molar


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Fuerzas interiónicas o intramoleculares Son las que existen entre los átomos dentro de una molécula o compuesto debido a los enlaces. Son, con pocas excepciones, las más intensas de todas las fuerzas que mantienen la integridad de sólidos y líquidos. Esto se debe a que los iones tienen carga eléctrica, y los iones con cargas opuestas se atraen unos a otros. Las fuerzas de atracción son mayores entre iones de carga más alta. Cuanto mayor sea la fuerza de atracción, más elevado será el punto de fusión. Fuerzas Intermoleculares (o de van der Waals) Tanto en el estado sólido, como en el líquido y el gaseoso existe cierta atracción entre las moléculas. A estas fuerzas de atracción se las denomina fuerzas intermoleculares, y pueden ser lo bastante grandes como para originar desviaciones del comportamiento del “gas ideal”. Estas fuerzas intermoleculares son mucho más débiles en el estado gaseoso que en los estados líquido y sólido. Son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares, pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares. Hay 3 tipos de fuerzas intermoleculares: Fuerzas Dipolares: Los enlaces covalentes polares se dan cuando los pares electrónicos se

comparten de manera desigual entre átomos de distintos elementos. A este tipo de moléculas, con centros individuales de cargas parciales positivas y negativas, se les llama dipolos. Cuando las moléculas que son dipolos se aproximan lo suficiente, el extremo positivo de una molécula atrae al extremo negativo de otra molécula. Las fuerzas dipolares pueden existir en toda la estructura de un líquido o sólido. En general, la fuerzas de atracción entre dipolos son bastante débiles: la intensidad de las fuerzas dipolares es de solo 1% de la que presentan los enlaces iónicos. Ej: Cloruro de Hidrógeno, HCl

Puentes de Hidrógeno: Las fuerzas intermoleculares entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, nitrógeno u oxígeno, son más intensas que las dipolares. Estas fuerzas reciben el nombre de puentes de hidrógeno, y se representan mediante líneas punteadas entre las moléculas. Las moléculas que participan en puentes de hidrógeno tienen al menos 3 características en común: 1- Cada molécula que participa en puentes de hidrógeno tiene un átomo de hidrógeno unido en

forma covalente a un átomo altamente electronegativo de flúor, oxígeno o nitrógeno. El par electrónico de este enlace covalente es atraído con más fuerza hacia el átomo de alta electronegatividad, que adquiere una carga parcial negativa. Esto deja al hidrógeno con una carga parcial positiva

2- El hidrógeno de una molécula es atraído hacia el par electrónico no enlazado de un átomo de F, N u O de una molécula vecina que presenta una carga parcial negativa. Se puede imaginar al átomo de hidrógeno como insertado entre dos átomos de alta electronegatividad

3- Los enlaces de hidrógeno tienden a formarse dentro de un aglomerado de moléculas, en cierta forma similar a las atracciones que se manifiestan en un aglomerado de varios imanes pequeños: todos dispuestos con el extremo positivo de uno dirigido hacia el extremo negativo de otro

Ej: NH3, H2O Fuerzas de dispersión ( o de London): ¿Cómo se puede explicar el hecho de que las sustancias no

polares como el Bromo y yodo, existan en estado líquido y sólido? En cualquier instante dado, los electrones pueden encontrarse en un extremo de la molécula y en otro momento pueden estar en el otro extremo de la misma. Estos movimientos electrónicos dan origen a dipolos momentáneos. Un dipolo, por momentáneo que sea, puede inducir un dipolo momentáneo en una


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molécula vecina. Esto da como resultado una fuerza de atracción entre el extremo rico en electrones de una molécula y el extremo pobre en electrones de la siguiente. A estas fuerzas de atracción se les llama fuerzas de dispersión. Estas fuerzas son más intensas en las moléculas no polares más grandes que en las pequeñas; y determinan, en gran medida, las propiedades físicas de los compuestos no polares

EL ESTADO LÍQUIDO

Propiedades: Viscosidad: Es una medida de la resistencia de un líquido al flujo. A mayor viscosidad, más

lenta es su velocidad de flujo. La viscosidad de un líquido está relacionada con la forma de las moléculas que lo componen. Los líquidos que tienen baja viscosidad (fluyen con facilidad), están constituidos por moléculas pequeñas y simétricas con fuerzas intermoleculares débiles. Por lo general, la viscosidad disminuye al aumentar la temperatura. Son 2 los tipos de fuerzas intermoleculares que conducen a viscosidades elevadas: 1- Las relativamente débiles fuerzas de dispersión de London de moléculas no polares 2- Ciertas moléculas pequeñas y no simétricas, con puentes de hidrógeno

Tensión superficial: Las moléculas que están dentro del cuerpo de un líquido son atraídas por igual en todas direcciones. Sin embargo, las que se encuentran en la superficie, no son atraídas hacia arriba. Estas fuerzas desiguales tienden a ejercer en la superficie del líquido una fuerza hacia adentro que provoca su contracción. En consecuencia, una pequeña cantidad de líquido tiende a formar “perlas”, y una gota de líquido tiende a ser esférica para minimizar el área superficial. Los líquidos con fuerzas intermoleculares intensas presentan una tensión superficial mayor que los líquidos con fuerzas intermoleculares débiles.

Equilibrio y equilibrio dinámico Durante los cambios de estado, cuando la tasa de condensación se hace igual a la tasa de vaporización, se dice que el sistema está en equilibrio. Cuando el nº de moléculas de vapor permanece constante, al igual que el nº de moléculas de líquido, se dice que hay equilibrio dinámico. En cualquier equilibrio dinámico tienen lugar 2 procesos a la misma velocidad. En el nivel molecular, hay un movimiento continuo de las partículas, pero el nº de las que se mueven en una dirección es igual al nº de las que lo hacen en la dirección opuesta. Como la actividad no ha cesado en realidad, se dice que es dinámico.

Punto de Ebullición En un líquido, es la temperatura a la que su presión de vapor se hace igual a la presión atmosférica. Como la presión atmosférica cambia con la altitud y las condiciones meteorológicas, también son variables los puntos de ebullición de los líquidos.

Destilación Es posible purificar los líquidos a través de un proceso llamado destilación. Si una mezcla se calienta hasta que hierve, el agua se evaporará, pero no así el material no volátil. El vapor de agua se puede condensar de nuevo al estado líquido y recogerse en un recipiente por separado. A la muestra de vapor condensado que se obtienen se le llama destilado. La purificación por destilación es posible incluso cuando una mezcla contiene 2 o más compuestos volátiles, uno de los cuales es algo más volátil que el otro.

Calor de vaporización (Joul/mol) Es la cantidad de calor que se requiere para vaporizar 1 mol de un líquido a presión y temperatura constantes. Es una propiedad característica de un líquido dado. Depende de fuerzas intermoleculares.


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EL ESTADO SÓLIDO En los sólidos, las partículas están tan próximas unas de otras que es muy poco lo que se pueden comprimir. En consecuencia, la difusión de los sólidos es lenta en extremo.

Sólidos no Cristalinos (o Amorfos) Las partículas de estos sólidos no tienen un orden definido o regular; el patrón no se repite en todo el sólido. Se rompen siguiendo patrones irregulares y producen fragmentos con bordes serrados y con ángulos irregulares. En muchos sólidos amorfos, las partículas tienen cierta libertad de movimiento. No tienen un punto de fusión definido y se ablandan gradualmente cuando se calientan Ej: Vidrio, hule, cera, plásticos

Sólidos Cristalinos Las partículas se hallan dispuestas en patrones regulares y sistemáticos llamados red cristalina. En un tipo de estructura de red, los átomos se sitúan directamente encima y por debajo unas de otras formando un ordenamiento cúbico simple, que no es muy común. Es posible un empaque más compacto con otros ordenamientos

Clasificación de los sólidos según sus enlaces Sólidos Iónicos: Tienen iones en cada nudo de la red de cristal. Como las fuerzas interiónicas

son muy intensas, los sólidos iónicos son duros, tienen puntos de fusión elevados y baja presión de vapor. También tienden a ser solubles en agua pero insolubles en disolventes no polares. Ej: Cloruro de sodio (NaCl)

Sólidos Moleculares: Tienen moléculas covalentes individuales y discretas en los nudos de red de los cristales. Estos sólidos se mantienen unidos gracias a diversos tipos de fuerzas más bien débiles. Los sólidos moleculares típicos son suaves, tienen puntos de fusión bajos y son, por lo general, insolubles en agua pero más solubles en disolventes orgánicos. Ej: Hielo seco (CO2 sólido)

Sólidos de red covalente o macromoleculares: Tienen átomos en los nudos de la red que está unidos en forma covalente formando redes que se extienden por toda la muestra. Estos sólidos son por lo general extremadamente duros y no volátiles. Se funden a temperaturas muy elevadas Ej: El diamante es una forma cristalina del carbono con átomos en una red covalente. Pero el carbono puro no es siempre diamante, pues sus átomos pueden disponerse de maneras distintas. Cuando hay 2 o más formas físicas de un elemento en el mismo estado, se les llamo alótropos. Ej: Las moléculas de diamante y grafito son alótropos del carbono

Sólidos Metálicos: Tienen iones positivos en los nudos de red. Los electrones de valencia se encuentran distribuidos por toda la red, casi como un fluido. Estos electrones, que pueden moverse con libertad por la red, hacen que los metales sean buenos conductores.

Sólidos Iónicos Moleculares Covalente Metálicos Partículas de la celda unidad

Aniones, cationes Moléculas (o átomos) Átomos Iones metálicos con “nubes de electrones”

Fuerzas más fuertes entre partículas

Electrostáticas London, dipolo-dipolo, puentes de Hidrógeno

Enlaces covalentes Enlaces metálicos (atracción eléctrica entre cationes y electrones)

Propiedades Duros, frágiles, malos conductores, alto peso molecular

Blandos, malos conductores, bajo peso molecular

Muy duros, malos conductores, alto peso molecular

De blando a muy duros, buenos conductores, variados pesos moleculares

Ejemplo NaCl, CaBr2, K2, (sales típicas)

P4, S8, H2O C (Diamanta), SiO2 (cuarzo)

Li, K, Ca, Cu, Cr, Ni, (metales)


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Calor de Fusión (Joul/mol) Es la cantidad de calor que se requiere para convertir 1 mol de un sólido en líquido en su punto de fusión. Curvas de Calentamiento y Enfriamiento En el laboratorio se puede tomar una muestra sólida de una sustancia pura y registrar cada medio minuto su temperatura mientras se calienta a una velocidad constante. Los datos se pueden usar luego para trazar una gráfica de temperatura en el eje Y contra el tiempo de calentamiento, o energía, en las X. A esto se lo conoce como curva de calentamiento.

Conforme se calienta la muestra sólida, se observa que la temperatura sube de manera regular hasta que comienza la fusión. La temperatura permanece entonces constante hasta que la muestra se ha fundido. Al continuar el calentamiento, la temperatura comienza de nuevo a elevarse. Al paso del tiempo, la muestra comienza a hervir y la temperatura deja una vez más de subir, permaneciendo constante hasta que la muestra se ha vaporizado. Si la muestra está en un recipiente cerrado, el vapor no podrá escapar y su temperatura comenzará a elevarse otra vez. Se produce vapor sobrecalentado cuando se calienta agua por encima de su punto de ebullición en un recipiente cerrado, como una olla de presión. Cuando una sustancia se funde o hierve, la curva permanece horizontal (plana), y la temperatura y energía cinética promedio se mantienen constantes. ¿Qué está ocurriendo aquí? Recuerda que el vapor de fusión es la energía que absorben las moléculas durante la fusión. Esta energía es necesaria para romper la red cristalina. Una curva de enfriamiento de una sustancia parece la imagen espejo de la curva de calentamiento.


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UNIDAD 14: SOLUCIONES Solución Es una mezcla íntima y homogénea de 2 o más sustancias. Las sustancias pueden hallarse en forma de - Átomos (Ej: cobre, zinc en el latón) - Iones (Ej: Cloruro de sodio disuelto en agua) - Moléculas (Ej: Azúcar disuelto en agua) En una solución podemos encontrar 2 componentes: - Soluto: Es la sustancia que se disuelve, la que está en menor cantidad - Disolvente: Es la sustancia cuyo estado físico se conserva; está en mayor cantidad

Soluto Disolvente Solución Ejemplo Sólido Oro de 14k (Ag en Au); Acero (Carbonato de Hierro) Sólido Líquido Salina (NaCl en Agua); Azúcar en Agua

Líquido Vino (Etanol en Agua); Vinagre (Ácido Acético en Agua) Líquido Sólido Amalgama dental para empastes (Hg liquido en Ag sólida) Gas Aire (O2 en N2) Gas Líquido Bebidas Carbonatadas (CO2 en Agua)

Solubilidad Para una determinada sustancia, es una medida de cuánto soluto se disuelve en una cierta cantidad de disolvente a una temperatura específica. Cuando una sustancia no parece disolverse en un disolvente, se dice que es insoluble. Para el caso de líquido/líquido, se habla de miscible/inmiscible. Hablamos de soluciones concentradas cuando contienen una cantidad relativamente grande de soluto, y de soluciones diluidas cuando hay una cantidad comparativamente pequeña de soluto. Una solución que contiene soluto en exceso respecto a la cantidad que podría contener si se hallara en equilibrio, se dice que es una solución sobresaturada. Solubilidad de los compuestos iónicos La singular estructura del agua no sólo tiene como consecuencia fuerzas relativamente intensas entre las moléculas, sino que además permite al agua disolver compuestos iónicos. La solubilidad de un soluto en particular depende de la atracción relativa entre las partículas en las sustancias puras y las partículas en la solución. El proceso por el cual las moléculas de agua rodean a los iones de soluto se llama hidratación (solvatación cuando un soluto se disuelve en un líquido distinto de agua). Para que ocurra la hidratación, la energía que libera la interacción del soluto con el disolvente deberá ser mayor que la suma de la energía necesaria para vencer las fuerzas que mantienen unidos los iones en la red cristalina y la energía necesaria para separar las moléculas de disolvente. Solubilidad de los compuestos covalentes Los solutos no polares (o muy poco polares) se disuelven mejor en disolventes no polares. La solubilidad en agua de moléculas polares depende de la formación de puentes de hidrógeno entre el agua y el soluto. Así, las moléculas que contienen una proporción elevada de átomos de nitrógeno u oxígeno suelen disolverse en agua ya que estos elementos pueden formar puentes de hidrógeno.


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La mayor parte de los compuestos sólidos son cada vez más solubles conformes se eleva la temperatura. Al subir la temperatura, aumenta el movimiento de todas las partículas, más iones son arrancados de la red cristalina y quedan libres para entrar en solución. A diferencia de los solutos sólidos, los gases se vuelven menos solubles al aumentar la temperatura. Esto se debe a que el calor hace aumentar el movimiento molecular de las partículas de soluto y disolvente, y las moléculas gaseosas pueden escapar de la solución cuando alcanzan la superficie de un líquido en un recipiente abierto. La solubilidad de los gases en agua varía también con la presión del gas. A presiones más altas, se disuelve más gas en cierta cantidad de agua. Expresiones de la concentración de las soluciones Es posible diluir las soluciones saturadas para preparar soluciones de concentración variable. La concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto que hay en una cantidad específica de disolvente. Algunos métodos para expresarla son:

Molaridad (M): Es el nº de moles de soluto por litro de solución Molaridad (M) = Moles de soluto

Lts de solución Molalidad (m):

Molalidad (m) = Moles de Soluto Kg de Solución

% en volumen: Para muchos propósitos es necesario conocer sólo las cantidades relativas de

soluto y disolvente. Tanto soluto como disolvente deben estar en estado líquido

% v/v = _Volumen de Soluto x 100% Vol. Total de solución % en masa: Idem anterior, pero para sólido/sólido o sólido (g) / líquido (g)

% masa = Masa de soluto a Masa total de solución

Preparación de soluciones por dilución Una muestra de solución de concentración (C1) conocida, se puede diluir en agua para prepara una solución de cualquier concentración (C2) que sea inferior a la de la solución original (C2<C1). Se puede hacer uso de cualesquiera unidades de volumen para V1 y V2, y de cualesquiera unidades de concentración para C1 y C2 en los cálculos que impliquen diluciones, pero no se debe cambiar de unidades durante los cálculos.

V1C1 = V2C2


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UNIDAD 15: CINÉTICA a A + b B c C + d D Keq = [C]c [D]d Velocidad = K [aA]x [bB]y

[A]a [B]b

[] = Concentración del reactivo/producto para gases: Kp = Keq (RT)n n= nº moles producto – nº moles reactivo Kp = pp(cC).pp(dD) pp(…) = presión parcial pp(aA).pp(bB)

UNIDAD 16: ÁCIDOS Y BASES

pH + pOH = 14 ¡¡IMPORTANTE!!:

[H+] . [OH-] = 10-14

Soluciones

Ácidas

Básicas

pH = - log [H+] = - log [H3O+] [H+] = 10 –pH

pOH = - log [OH-] [OH-] = 10 –pOH

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