INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
MOL
El mol es la unidad en el SI de la cantidad de sustancia.
El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos
hay en 12 g de C-12.
El nº de átomos que hay en 12 g de C-12 es 6,022.1023 que recibe el nombre de número
de Avogadro (NA)
Así pues, un mol es una cantidad de sustancia que contiene un número de Avogadro de
partículas.
MASA MOLAR
Masa molar de una sustancia es la masa en gramos de un mol de la misma.
La masa molar (en gramos) de una sustancia viene expresada por el nº que coincide con
el de masa (en umas) de una sola de sus partículas.
1 átomo C-12:
m = 12 u
1 átomo de Al:
m = 27 u
1 molécula de H2O:
m = 18 u
<=>
<=>
<=>
1 mol de átomos de C-12 = 6,022.1023 átomos de C-12:
m = 12 g
1 mol de átomos de Al = 6,022.1023 átomos de Al:
m = 27 g
1 mol de moléculas de H2O = 6,022.1023 moléc. de H2O:
m = 18 g
La relación entre las dos unidades de masa es: 1g = 6,022.1023 u
Aunque la masa molar es distinta para cada sustancia, la ventaja del concepto es que
estas distintas masas tienen en común el hecho de poseer el mismo número de
partículas: N = 6,022.1023.
En el caso de sustancias elementales, conviene precisar si el mol se refiere a átomos o a
moléculas. Es ambiguo, por ejemplo, hablar de un mol de oxígeno, porque puede
referirse o bien a un mol de átomos de oxígeno, o bien a un mol de moléculas de
oxígeno.
Ejercicio 1
En 3,2 g de fosfato de plomo (III):
a) ¿Cuántos moles de dicha sal hay?
b) ¿Cuántos moles de iones fosfato?
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno?
VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES
El volumen molar de una sustancia es, como su nombre indica, el volumen que ocupa
un mol de la misma.
Mientras que el volumen molar de los sólidos y los líquidos es característico de cada
uno de ellos, el valor del volumen molar de los gases coincide prácticamente en todos,
hallándose muy próximo a los 22,4 litros.
Esto es así porque un mol de cualquier sustancia contiene el mismo nº de moléculas, y,
según Avogadro, el mismo nº de moléculas de gases ocupan volúmenes iguales (en
idénticas condiciones).
Un mol de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupa el mismo volumen en
idénticas condiciones de presión y temperatura. Y si estas son las normales (1 atm.
de presión y 0º C de temperatura), el volumen ocupado es de 22,4 litros.
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES
Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus
moléculas, responden a unas leyes muy sencillas:
Ley Boyle: P0V0 = P1V1
Ley de Charles-Gay Lussac: V0/T0 = V1/T1 o P0/T0 = P1/T1
Ley de Avogadro: Volúmenes iguales de distintas sustancias
gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo número de partículas.
Estas leyes pueden reunirse en la llamada ecuación de estado de los gases:
PV = nRT
R es la constante de los gases perfectos, que es 0,082 atm.L/(mol.K)
Si utilizamos este valor de R, tenemos que poner P en atmósferas, V en litros y T en
grados Kelvin.
Como el número de moles (n) es el cociente entre la masa del gas (m) y su masa molar
(Mm):
P.V 
m
RT
Mm
P.M m  dRT
Otra forma interesante de la ecuación es expresarla en forma de proporcionalidad entre
las condiciones iniciales y finales.
Así, para una misma masa gaseosa:
P0 .V0 P1V1

T0
T1
Ejercicio 2
Estamos estudiando un gas que por su análisis sabemos que es un hidrocarburo
saturado. Si 495 cm3 de este gas a 18 ºC y 753 mm Hg pesan 0,33 g, ¿de qué
hidrocarburo se trata?
Ejercicio 3
A 23 ºC y presión 738 mm de Hg, la densidad del cloruro de hidrógeno es 1,46 g/L.
¿Cuál es la masa molecular de esta sustancia?
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
La ley de los gases se aplica tanto a gases individuales como a mezclas de ellos.
En una mezcla gaseosa, la presión total de la mezcla es la suma de las presiones
parciales de los gases que la forman. PT = P1 + P2 + P3 + …..
Presión parcial ejercida por cada gas es igual al producto de su fracción molar por la
presión total:
Pi   i .PT
i 
ni
nT
Ejercicio 4
Un recipiente de 1,10 L que contiene helio a 25 ºC y 2,00 atm se conecta con otro de
1,50 L que contiene oxígeno a 25 ºC y a 3,30 atm. Calcular la presión parcial de cada
gas y la presión total de la mezcla.
DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO
Las fórmulas de los compuestos químicos indican relaciones de masas entre los átomos
que forman parte de la unidad básica del compuesto, generalmente su molécula.
Cálculo de la composición centesimal de un compuesto
A partir de la fórmula de un compuesto podemos determinar su composición
centesimal.
Por ejemplo: Composición centesimal del ácido ortofosfórico H3PO4.
Masa molecular: 98 u o 98 g/mol
Elemento Tanto por uno
H
3
 0,0306
98
P
31
 0,3163
98
O
64
 0,6531
98
Tanto por cien
3,06 %
31,63 %
65,31 %
Por tanto la composición centesimal del ácido ortofosfóricoes: 3,06% de hidrógeno,
31,63% de fósforo y 65,31% de oxígeno.
Deducción de la fórmula de un compuesto a partir de su composición centesimal
Es el problema inverso al anteriormente planteado.
En general, se puede establecer la fórmula empírica de un compuesto, a partir de su
composición centesimal, dividiendo el porcentaje de cada elemento entre su masa
atómica. Así se obtiene el número relativo de cada clase de átomos que contiene la
molécula del compuesto. Si los números obtenidos no son enteros (o muy próximos a
números enteros), se divide cada uno de ellos entre el menor.
Con esta forma de operar se deduce la fórmula empírica (que tiene los subíndices
enteros más bajos), que no siempre corresponde a un compuesto químico.
Para asignar, a través de estos cálculos, una fórmula que corresponda realmente a un
determinado compuesto, es decir, para conocer la fórmula molecular, es necesario
conocer la masa molecular del compuesto.
Ejercicio 5
Al realizar el análisis de un determinado compuesto químico, se ha encontrado la
siguiente composición centesimal: Ag: 69,98%; As: 16,22% y O: 13,80%. Determina
su fórmula empírica.
Ejercicio 6
Un compuesto contiene 85,70% de C y 14,30% de hidrógeno y la masa de una
molécula del mismo es 42 u. Determina la fórmula empírica y la fórmula molecular
del compuesto.
Ejercicio 7
El ácido láctico es un compuesto orgánico de carbono, hidrógeno y oxígeno. Al
quemar completamente 8,00 g de ácido láctico, se producen 11,7 g de dióxido de
carbono y 4,8 g de agua. Cuando se vaporizan 1,35 g de ácido láctico a 150º C en un
recipiente de 300 mL, en el que se ha hecho el vacío, la presión ejercida es de 1.318
mm Hg. Determina la fórmula molecular del ácido láctico.
MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN
La composición de una disolución, contrariamente a la de un compuesto, puede variar.
El valor de la concentración nos expresa en que proporción están el soluto y el
disolvente.
La concentración suele expresarse de alguno de los siguientes modos.
Porcentaje en peso.
Son los gramos de soluto que hay en cada 100 g de disolución.
Cuando la cantidad de soluto es muy pequeña, la concentración suele expresarse
en partes por millón (ppm), que son los gramos de soluto que hay en un millón
de gramos de disolución.
Porcentaje en volumen.
Son los mL (o L) de soluto que hay en 100 mL (o L) de disolución.
Molaridad
Nº de moles de soluto que hay en un litro de disolución
ms
Mm
ms
nº dem olesdesoluto
M


volum en( L)dedisolución VD ( L) M mVD ( L)
Normalidad
Nº de equivalentes de soluto que hay en cada litro de disolución.
Mm
, siendo n el nº de H+ en un ácido, de
n
OH- en una base o el nº de electrones ganados o perdidos en una reacción redox.
El equivalente es, en general: eq 
El nº de equivalentes es: nº equivalentes 
ms
eq
ms
ms
Mm
m s .n
nº equivalentes
eq
N

 n 
 M .n
V D ( L)
VD ( L) VD ( L) M m .VD ( L)
Molalidad
Nº de moles de soluto que hay por cada 1000g de disolvente.
m
ms
nº molesdesoluto

masa( Kg )disolvente M m .md ( Kg )
Fracción molar
Nº de moles de un constituyente de la disolución dividido por el número total
de moles
s 
ns
n s  nd
d 
nd
n s  nd
s  d  1
Ejercicio 8
Se disuelven 20 g de ácido sulfúrico puro en 100,0 mL de agua destilada y se ontiene
una disolución de densidad 1,08 g/mL. Calcula la concentración de esta disolución
en: a) % en peso, b) molaridad, c) molalidad, d) normalidad y e) fracción molar
Ejercicio 9
Se dispone de un ácido clorhídrico comercial concentrado de riqueza 35% en peso y
densidad 1,2 g/mL. ¿Cuántos mL del ácido comercial hacen falta para preparar 0,5 L
de disolución 0,1 M de dicho ácido?
ECUACIONES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Lo estudiaremos por el libro de Química 2º Bach. Editorial Edebe. Tema 4. Páginas: de
la 96 a la 104 (ambas incluidas)