Tema 1 La materia
Unidades y medidas. Estados de la materia, T. Cinética, magnitudes, gases, disoluciones...
Estructura de la materia
Índice
BLOQUE I
4. La materia
1. Unidades y medidas
2. Errores y cifras significativas
5. Gases
3. Magnitudes y medidas
6. Disoluciones
1 Unidades y medidas
Un factor de conversión es una fracción que tiene en el numerador y en el denominador la misma cantidad pero expresada en distintas unidades.
Por ejemplo: 1000 mL y 1L son lo mismo pero con unidades distintas. El factor de conversión es:
¿Qué es un factor de conversión?
Para ver cuál de los dos factores tiene que utilizarse tienen que poder simplificarse las unidades que queremos transformar y se quedarán las unidades que nos piden.
¿Qué factor hay que utilizar?
Por ejemplo: Pasar 5 L a mL. Los litros con los litros se van.
Para poder realizar los factores de conversión necesitamos conocer la tabla de múltiplos y submúltiplos:
¿Qué necesitamos saber?
1.1 Factores de conversión simples
TEMPERATURA(No se puede utilizar factores)
Si queremos pasar unidades de temperatura (T) no podemos utilizar factores de conversión porque no son unidades proporcionales.
Pasar de grados Celsius a Kelvin:
+ 273
ºC a K
57 ºC = 57ºC +273 = 330 K
- 273
K a ºC
330 K = 330 - 273 = 57 ºC
Pasar de grados Celsius a grados Fahrenheit:
Fórmula
ºC a ºF
10ºC = 10ºC *1,8 + 32 = 50ºF
Fórmula
ºF a ºC
50ºF = (50ºF - 32) / 1,8 = 10ºC
1.1 Factores de conversión particulares
VOLUMEN(Un Litro es un dm³)
Si queremos pasar unidades de volumen (V) tenemos que tener en cuenta dos cosas: (1) que son unidades cúbicas y (2) que 1 L equivale a 1 dm3.
Pasar de unidades cúbicas (multiplicar por 3 el número de ceros)
Normal
Notación científica
Pasar de L al SI (1L = 1dm3)
Normal
Notación científica
1.1 Unidades del S.I.
El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el sistema de unidades que se usa en casi todos los países del mundo.Está constituido por siete unidades básicas: amperio, kelvin, segundo, metro, kilogramo, candela y mol, más un número ilimitado de unidades derivadas
Sistema internacional de unidadesS.I.
1.1 Unidades importantes fuera del S.I.
En algunos países, especialmente en los países anglosasajones, se utilizan otras unidades. Además hay magnitudes en los que estamos acostumbrados a trabajar con difentes medidas. Ejemplo de ello es la presión.
1.1. Relaciones que hay que aprenderse
- En condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0ºC), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros.
- Cuando se trabaja con la Presión se necesita conocer diferentes relaciones:
Torricelli (1608 - 1647)
1.2 Magnitudes básicas vs derivadas
Magnitud derivada
Magnitud básica
Las magnitudes derivadas son aquellas que se definen por combinación de magnitudes básicas.
Las magnitudes básicas son aquellas que se definen por sí mismas. Son 7 en el Sistema Internacional (SI)
Longitud
Longitud
Volumen
Longitud
Longitud
Velocidad
Tiempo
Masa
Longitud
Densidad
Longitud
Volumen
Longitud
1.2 Ecuaciones dimensionales
2 Cifras significativas y errores
Podíamos definir las cifras significativas como aquellas que tienen significado (nos aportan información) sobre el resultado de una medición.
¿Qué son las cifras significativas?
Por ejemplo: 0, 0980 El cero de la derecha si es significativo. El cero de la izquierda no es significativo, solo es para colocar la coma.
Las cifras significativas nos aportan una idea de la precisión de la medida.
¿Para qué se utilizan los factores de conversión?
Por ejemplo: Si la váscula mide 67,8 kg no tiene sentido añadir más cifras de las marcadas por el error.
Para poder ver el número de cifras significativas podemos pasar las grandes cantidades a notación científica.
Ejemplo de cifras significativas
2.1 Operaciones y cifras significativas
Ejemplos 1
Sumas y restas
El resultado ha de tener un número de decimales igual al del dato que tenga menor número de decimales. definir las cifras significativas como aquellas que tienen significado (nos aportan información) sobre el resultado de una medición.
El resultado tiene 1 decimal.
27,34 m + 17,293 m + 84,2 m + 21,42 m = 150,253
Multiplicación y división
Ejemplos 2
El resultado ha de tener un número de cifras significativas igual al del dato que tenga menor número de cifras significativas.
El resultado tiene 3 cifras significativas.
27,58 m * 20,23 m * 10,2 m = 5691,02268 m³ = 5,69 *10³ m³
RETOS RESUELTOS
R*
5p
R*
10p
R*
15p
RETOS RESUELTOS
R*
5p
R*
10p
R*
15p
2.2 Error absoluto
Diferencia entre el valor medido o calculado y el valor real
E = V - V
Excepto cuando es > 1 que se puede poner 2. Ejemplo; Ea = 1,34 = 1,3
El error es con una cifra significativa.
a medido o calculado real
Si se ha realizado una solo medida o, debido a la imprecisión del aparato de medida, todas las medidas dan el mismo resultado se toma como error la imprecisión del aparato de medida.
Ejemplos
Al medir la longitud de una mesa, con una cinta métrica que aprecia milímetros, se ha obtenido 1,250 m. Expresar la medida y su incertidumbre (error).
Precisión de la cinta 1 mm
2.3 Error relativo
Valor absoluto del error frente al valor real
|E | V
Analiza la calidad de la medida porque el error se mira en función del tamaño de ella.
E = ------------ x 100
verdadero
Ejemplo
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
RETOS
R13
FÁCIL
5p
R14
MEDIO
10p
R15
DIFÍCIL
15p
RETOS
R16
FÁCIL
5p
R17
MEDIO
10p
R18
DIFÍCIL
15p
2.7 Función afín
Una función afín es una función de primer grado que cumple la siguente expresión:
Donde m es la pendiente de la recta que forma la gráfica.
n es la ordenada en el origen de la recta, es decir, el punto donde la recta corta al eje "y"
En este ejemplo estamos representando la función y = 2x + 4, vemos su tabla de valores (abajo) y su representación gráfica (izquierda)
La pendiente de la recta es el valor del término m en la expresión. En este caso: m = 2 La ordenada en el origen es el valor de "y" cuando "x = 0", es decir, el término n. En este caso: n = 4
2.7 Función cuadrática
Una función cuadrática es aquella que puede describirse con la siguiente ecuación:
Donde a, b y c son los términos y pueden ser cualquier número real:
- a es el término cuadrático, y siempre tiene que ser distinto de cero.
- c es el término independiente.
La representación gráfica de las funciones cuadráticas siempre es una parábola. En este ejemplo vamos a representar la función cuadrática más sencilla:
Observa que, en este caso, tanto el coeficiente lineal "b" como el término independiente "c" son cero. Por eso la expresión de la función es tan sencilla.
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
RETOS
R22
FÁCIL
5p
R23
MEDIO
10p
RETOS
R24
FÁCIL
5p
R25
MEDIO
10p
2.8 Magnitud escalar y vectorial
La magnitud escalar es la cantidad que podemos medir de una cierta propiedad que no depende de su dirección o posición en el espacio.
¿Qué es una magnitud escalar?
La magnitud vectorial es la cantidad que podemos medir que depende de la dirección o posición en el espacio.
¿Qué es una magnitud vectorial?
3 Definición de materia
Materia es todo aquello que está hecho de átomos y tiene:- Masa: cantidad de materia de un cuerpo. - Volumen: espacio que ocupa esa materia
¿Qué es materia?
La materia se presenta en tres estados de agregación distintos: * Sólido. Volumen y forma fijos. No pueden fluir. * Líquido. Volumen fijo. No tienen forma fija. Pueden fluir. * Gas. No tienen volumen ni forma fija. Pueden fluir.
¿Cuáles son los estados de agregación de la materia?
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Una sustancia será sólida si su temperatura se encuentra por debajo de latemperatura de fusión. Una sustancia será líquida si su temperatura se encuentra entre la temperatura de fusión y la de ebullición. Una sustancia será gaseosa si su temperatura se encuentra por encima de la de ebullición.
¿Cuándo una sustancia es sólido, líquido o gas?
¿Qué conocemos hasta ahora?Repaso de los años anteriores
3.1 Teoría cinética de la materia
- La materia está formada por pequeñas partículas (átomos, moléculas…)
- Entre las partículas que forman la materia no existe nada. Hay vacío.
- Existen unas fuerzas atractivas que tienden a juntar las partículas.
- Las partículas que forma un sistema material no están quietas, se mueven.
- La energía que poseen es proporcional a la temperatura.
- Si la temperatura es baja su movimiento será lento. Si la temperatura asciende se mueven más rápidamente.
EJEMPLO¿Cuál es la diferencia entre un sólido, un líquido o un gas?
¿Por qué, generalmente, los sólidos tienen densidades elevadas mientras que los gases tienen una densidad baja y los líquidos presentan valores intermedios?
¿Qué ocurre cuando calentamos una sustancia?
¿Por qué los gases ejercen presión sobre las paredes de los recipientes? ¿Por qué la presión aumenta si metemos más gas o elevamos su temperatura?
3.1 Magnitudes de la materia
Cantidad de materia de un cuerpo. La masa se mide con balanzas, comparando con masas que ya se conocen.
Masa
Espacio ocupado por un cuerpo que no puede ser ocupado por otro cuerpo. El volumen de un objeto regular (cubos, pirámides, etc.) se calcula con fórmulas.En los objetos irregulares se mide sumergiéndolos en agua y midiéndo cuanto cambia el volumen
Volumen
Relación entre la masa y el volumen de una sustancia. La densidad hace referencia a como de "apretados" están los átomos en un espacio determinado:+ Apretados = + denso - Apretados = - denso Para calcular la densidad dividimos la masa entre el volumen:
Densidad
3.1 Magnitudes de la materia
La Temperatura es la magnitud que mide ese movimiento de los átomos: + movimiento = + temperatura - movimiento = - temperatura Los atomos de la materia nunca están quietos, siempre están moviéndose más o menos deprisa. Si los átomos se mueven más, ocupan más espacio y disminuye la densidad, si se mueven menos, ocupan menos y aumenta la densidad. Esto provoca cambios de estado sólido, líquido y gaseoso
- 273 ºC = 0 K
Temperatura
Teoría atómica de Dalton Leyes ponderales derivadas de TD
3.2 Teoría atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton: 1) Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e indivisibles, llamadas átomos, que no se alteran en los cambios químicos. 2) Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
3) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el agua está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.
Simbología de Dalton
EJEMPLO Justifica escrita y con simbología si la teoría atómica de Dalton expli.ca las leyes ponderales.
3.2 LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Dalton enunció una teoría atómica que conseguía demostrar las leyes ponderales.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de conservación de la masa
Ley de LAVOISIER
Ley de proporciones definidas
Ley de PROUST
Leyes de proporciones múltiples
Ley de DALTON
Las leyes volumétricas completaron la teoría atómica de Dalton.
TEORÍA ATÓMICA - MOLECULAR
Al estudiar reacciones en las que intervienen gases es más sencillo trabajar con volúmenes,a presión y temperatura fijos; esto permitió aumentar el conocimiento sobre la materia.
LEYES VOLUMÉTRICAS
Ley de conservación de la masa
Ley de GAY-LUSSAC
Ley de proporciones definidas
Hipótesis de AVOGADRO
3.2 Ley de conservación de la masa
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de conservación de la masa
Ley de LAVOISIER
"En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se
conserva". O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias finales)”
La materia ni se crea ni se destruye solo se transforma.
6. Gases
3.2 Ley de conservación de la masa
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de conservación de la masa.
3.2 Ley de proporciones definidas
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de proporciones definidas
Ley de PROUST
Siempre que dos elementos o más elementos se combinan lo hacen en una proporción de masa constante.
EJEMPLOEl azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro en una proporción de azufre de 2,13 g por cada 3,72 g de hierro. En una cápsula se colocan 5 g de azufre:a) ¿Qué cantidad de hierro debemos utilizar para transformarlo totalmente en sulfuro? b) ¿Qué cantidad de sulfuro de hierro se obtendrá si en la cápsula ponemos 5 g de azufre y 5 g de hierro?
3.2 Ley de proporciones definidas
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de proporciones definidas.
3.2 Ley de proporciones múltiples
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Leyes de proporciones múltiples
Ley de DALTON
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros secillos.
EJEMPLOEl azufre y el Oxígeno se combinan para formar tres compuestos. Los análisis muestran: COMPUESTO A: 0,6 g de azufre y 0,9 g de Oxígeno. COMPUESTO B: 5,2 g de azufre y 2,6 g de Oxígeno. COMPUESTO C: 0,6 g de azufre y 0,6 g de Oxígeno. Demuestra que se cumple la ley de Dalton.
3.2 Ley de proporciones múltiples
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de proporciones múltiples.
3.2 Teoría atómica - molecular
1) Toda la materia están formados por átomos pequeñísimos que son partículas indivisibles e indestructibles. 2) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades, diferentes a los de otro elemento. 3) Todas las sustancias simples o compuestos, están formados por moléculas, que resultan de la unión de átomos. 4) Todas las moléculas de una misma sustancia son iguales entre sí. Además son distintas a las moléculas de otra sustancia. 5) Las moléculas de las sustancias simples están formadas por átomos del mismo elemento. Si están formados por más de uno se identifica con el símbolo del elemento y el número indica el número de átomos. 6) Las moléculas de las sustancias compuestas están formados por átomos de dos o más elementos que se combinan en relaciones numéricas sencillas. 7) En una reacción química los átomos se recombinan, y se transforman en otras diferentes.
3.2 Ley de los volúmenes de combinación
Leyes de los volúmenes de combinación
Ley de Gay-Lussac
En las reacciones entre gases los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre ellos números enteros sencillos.
EJEMPLOEl Ozono es un gas que se obtiene por transformación del Oxígeno. Al estdiar la reacción en el laboratorio se encuentra que, si reaccionan 4,5 L de O2 se obtienen 3L de O3, medidos en mismas condiciones de P y T. ¿Cuántos L de O2 necesitaríamos para obtener 500 mL en las mismas condiciones?
3.2 Ley de los volúmenes de combinación
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de volúmenes de combinación.
3.2 Hipótesis de Avogadro
Hipótesis de Avogadro
Amadeo Avogadro
En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases de diferentes partículas contienen el mismo número de partículas.
3.2 Cantidad de materia
Unidad de masa atómica
1 mol de átomos son 6,022·10²³ átomos1 mol de moléculas son 6,022·10²³ moléculas
MOL
EJEMPLOEn un recipiente tenemos 5g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, Calcula:a) Cantidad de hidróxido de calcio en moles b) Átomos de Oxígeno que tenemos c) Moles de hidrógeno que tenemos d) Gramos de calcio que tenemos e) Masa de hidróxido de calcio necesario para 6 moles de Oxígeno f) Masa de hidróxido de calcio necesario para 10²² átomos de calcio g) Masa de hidróxido de calcio necesario para 4 gramos de hidrógeno
3.2 Tipos de masas
Para poder entender los tipos de masas debemos entender los tipos de sustancias que hay: - Átomos: Son elementos libres por sí mismos. - Moléculas: Las uniones de átomos forman las moléculas.
MASA ATÓMICA
MASA MOLECULAR
La masa atómica es la masa de un átomo y coincide con el número másico.
La masa molecular es la masa de una molécula.La masa molecular es la suma de las masa atómicas de cada átomo que forma la molécula.
Por ejemplo: Calcular la masa de la molécula de Ácido sulfúrico - H SO
Las masa atómica viene recogida en la tabla periódica, coincide con el número másico
2 4
M (Be) = 9,0122 g/molM (Mg) = 24,305 g/mol M (Li) = 6,94 g/mol M (Na) = 22,990 g/mol
3.2 Masa atómica y molecular. UMA.
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
3.2 Mol y Número de Avogadro (NA)
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
3.2 Mol de átomos y moléculas
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
4 LEYES DE GASES
Cantidad del gas (n)Temperatura del gas (T) Volumen del gas (V)
¿De qué depende la Presión?
A medida que aumentamos la cantidad de un gas en un recipiente aumenta la presión que tenemos en él. La presión y la cantidad de un gas son directamente proporcionales.
¿Cuál es la relación entre la cantidad de un gas y la P ejercida?
En el S.I. la unidad de presión es el pascal (Pa), aunque se utiliza mucho el hectopascal (hPa): 1 hPa = 100 PaTambién es muy corriente medir la presión en atmósferas (atm) o milímetros de mercurio (mmHg):
¿Cuál es la unidad de la Presión?
4.1 Proceso isotermo (T=cte)
1) Temperartura se mantiene constante. 2) Variar la presión (subiendo o bajando el émbolo) 3) Variar el volumen (subiendo o bajando el émbolo)
Condiciones
Ley de Boyle-Mariotte
"En un proceso a temperatura constante, presión y volumen son inversamente proporcionales"
P V = cte
P V = P V
EJEMPLOEn un recipiente de 5L tenemos un gas que ejerce una presión de 650 mmHg. Conectado a este recipiente mediante una llave hay otro de 7L ¿Qué presión ejercerá el gas cuándo se abra la llave?
1 1 2 2
4.1 Proceso isocoro (V=cte)
1) Volumen se mantiene constante (ni sube ni baja). 2) Variar la Temperatura (subiendo o bajando) 3) Varia la presión
Condiciones
Ley de Gay-Lussac
"En un proceso a volumen constante, la presión y la temperatura absoluta (en kelvin) son directamente proporcionales"
EJEMPLOEn una bombona de 500mL un gas ejerce una presión de 850 mmHg. ¿Hasta qué temperatura puede calentar sin temor de que la presión se duplique?
T_____
T_____
1 2 1 2
T_____
= cte
T = [K]
Subimos la temperatura
4.1 Proceso isobaro (P=cte)
1) P se mantiene constante (dejando el émbolo libre)2) Variar temperatura (calentando o enfriando) 3) Varia el volumen
Condiciones
Ley de Charles
"En un proceso a presión constante, temperatura y volumen son directamente proporcionales"
EJEMPLOEn un globo aerostático tenemos un gas que ocupa 25 L a 20ºC ¿Qué volumen ocupará si aumentamos la temperatura hasta los 60ºC?
T_____
T_____
1 2 1 2
T_____
= cte
T = [K]
3.4 Ecuación general de los gases ideales
1) Estado 1 -> Estado 2 (T=cte)2) Estado 2 -> Estado 3 (P=cte)
Condiciones
En un gas ideal la relación entre la presión, volumen y temperatura permanece constante.
EJEMPLOEn un recipiente de 1,25L tenemos un gas que ejerce una presión de 800 mmHg a 25ºC ¿A qué temperatura se encontrará el gas si el volumen del recipiente ha pasado a ser de 750 mL y una presión de 1,5 atm?
P V _____
P V_____
P V _____
= cte
1 1 2 2 1 2
1 1 1
T = [K]
GASES IDEALES
RETOS
R1
FÁCIL
5p
R2
MEDIO
10p
R3
DIFÍCIL
15p
RETOS
R4
FÁCIL
5p
R5
MEDIO
10p
R6
DIFÍCIL
15p
4 Ecuación general de los gases ideales
P V = n RT
P V _____
= cte
1 1 1
P: "Presión" [atm] T: "Temperatura" [K] Siempre trabajaremos en K.V: "Volumen" [L] n: "Moles" [mol] En singular nunca se escribe moles, dado que la unidad es el mol.
Condiciones normales
En condiciones normales (0ºC y 1 atm) 1 mol de cualquier gas ideal ocupa 22,4 L. A este se le llama volumen molar de un gas.
4 Ecuación gases ideales
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación de un ejemplo de utilizacíón de las ecuación de los gases ideales.
4.2 Densidad de un gas ideal
El volumen de un gas, a diferencia de un sólido o líquido, varía con las condiciones. Para saber la densidad utilizamos la ecuación de los gases ideales.
m: masaM: Peso molecular
EJEMPLODisponemos de un gas de composición desconocida:a) Determina la densidad a 700 mmHg y a 80ºC si su densidad es 1,97 g/L a 1atm y 273 K b) El gas es un hidrocarburo con 81,82% de carbono. ¿Cuál es su fórmula química?
4.3 Mezcla de gases
En una mezcla de un gas la presión total es la mezcla de las presiones parciales de cada uno de los componentes si se encontrase él solo en el mismo recipiente y las mismas condiciones.
Ley de Dalton de las presiones parciales
P = P + P + P + ... + P
T 1 2 3 n
La fracción molar representa la proporción del número de partículas de un compoente en la mezcla. Es un número adimensional entre 0 y 1.
Fracción molar
P = P · X
1 T 1
EJEMPLOEn un recipiente tenemos una mezcla de gases formada por 5 g de He, 5 g de N2 y 5 g de CO2. Si la presión en el recipiente es de 1,2atm, ¿Cuál es la presión que ejerce cada componente?
4.3 Mezcla de gases (composición en volumen)
La hipótesis de Avogadro nos dice: "En iguales condiciones de presión y temperatura , volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas"
Nos permite relacionar la composición en volumen de una mezcla de gases con su composición en número de partículas.
EJEMPLO En un recipiente tenemos una mezcla de gases formada por 5g de He, 5g de N2 y 5g de CO2. Determina la composición de la mezcla expresada como porcentaje en masa y como porcentaje en volumen.
4.3 Fracción molar y porcentaje en volumen
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación del cálculo de las presiones parciales y del porcentaje en masa de cada compuesto de una mezcla de gases.
4.3 Fracción molar y porcentaje en volumen
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación de un ejemplo del cálculo de las fracciones molares y del porcentaje en volumen.
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R7
FÁCIL
5p
R8
MEDIO
10p
R9
DIFÍCIL
15p
RETOS
R10
FÁCIL
5p
R11
MEDIO
10p
R12
DIFÍCIL
15p
4.4 Mezcla de gases (masa molecular aparente)
Cuando varios gases (A, B,...) forman una mezcla gaseosa homogénea (por ejemplo el aire) podemos considerar el gas como un todo a efectos de cálculo y asignarle una masa molecular (aparente, ya que no es un
compuesto) que podemos calcular de la forma siguiente:
EJEMPLO Una mezcla de gases tiene una composición volumétrica de 20% de H2, 50 % de CO2 y un 30% de
N2 . Calcular: a) La masa molecular aparente de la mezcla.
b) La densidad de la mezcla, si se mide en c.n.
c) La presión parcial de cada uno de los gases y la presión total cuando se introducen 3,50 g
de la mezcla en un recipiente de 2,00 L a 20 ºC.
RETOS
R13
FÁCIL
5p
R14
MEDIO
10p
R15
DIFÍCIL
15p
RETOS
R16
FÁCIL
5p
R17
INTERMEDIO
10p
R18
DIFÍCIL
15p
RETOS
R19
FÁCIL
5p
R20
INTERMEDIO
10p
R21
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
INTERMEDIO
10p
RETOS
R22
FÁCIL
5p
R23
INTERMEDIO
10p
R24
DIFÍCIL
15p
RETOS
R25
FÁCIL
5p
5 Composición centesimal
¿Qué es la composición centesimal?
La composición centesimal es conocer el porcentaje en masa que tenemos de cada elemento en un compuesto químico.
Ejemplo
Realiza la composición centesimal del C2H6
- Se puede hacer el cálculo como si tuvieramos 1 mol de sustancia porque la relación de átomos en 1 mol es la misma que en más moles
En 1 mol de C2H6 de Carbono tenemos: 2 (16 g C) = 32 g CEn 1 mol de C2H6 de Hidrógeno tenemos: 6 (1 g de H) = 6 g H En 1 mol de C2H6 tenemos: 32 g C + 6 g H = 38 g C2H6 %C = = 84,21 % de C en C2H6 % H = = 15,79 % de H en C2H6
32 g C38 g C2H6
Da igual si cogemos todas, 1 molécula o 1 mol de moléculas la relación se mantiene.
2 g H38 g C2H6
- Se puede hacer directamente con las masas molares.
5.1 Fórmula empírica y molecular
¿Podríamos obtener su fórmula a partir de su composición centesimal??
- Se puede hacer el cálculo como si 100 g del compuesto porque así simplificamos el cálculo.
- IMPORTANTE: Si me dicen la cantidad concreta (Ejemplo: 5 g) lo calculamos con esa cantidad.
84,21 g C100 g C2H6
1 mol C16 g C
En 100g C2H6 de Carbono tenemos: 100 g C2H6 = 5,26 mol de C En 100g C2H6 de Hidrógeno tenemos: 100 g C2H6 = 15,79 mol de H
15,79 g H100 g C2H6
1 mol H1 g H
- Si hay esa cantidad de moles de átomos, la relación de átomos es la misma. Por tanto, hay 5,26 átomos de.C por cada 15,79 átomos de H.
- Para obtener su fórmula empírica pasamos la relación a números naturales. Dividimos entre el más pequeño.
Estos números solo indican la relación de átomos pero no me dicen cómo es la molécula.
FÓRMULAEMPÌRICA
C5,26H15,79 C5,26H15,79 C1H3
5,26 5,26
5.2 Fórmula empírica y molecular
¿Cómo puedo obtener la fórmula de la molécula?
- Necesito saber la MASA MOLECULAR.
- Ejemplo: La masa molecular del compuesto es de 30 g/mol.
- Hemos obtenido la relación de 1 átomo de C por cada 3 de átomos de hidrógeno.
MCH = 1 (12g/mol C) + 3 (1g/mol de H) = 15 g/mol CH3
C1H 3
- La molécular obtenida nos indica que la molécula está formada por más átomos que los que hemos puesto.
- Esta M multiplicada por un nùmero natural nos da la masa molecular de nuestra molécula.
n MCH3 = MC2H6
C2H6
CH3
n 15 g/mol CH3 = 30 g/mol C2H6 n = 2
- Al multiplicar por 2 la fórmula empírica obtenemos la fórmula molecular.
6 Disoluciones
Mezcla homogénea de sustancias puras donde las partículas disueltas son iones, moléculas aisladas o agrupaciones muy pequeñas de estos componentes.
¿Qué es una disolución?
¿Cuáles son elementos de una disolución?
- Disolvente: componente en mayor proporción.
- Soluto: componente en menor proporción.
¿Cuáles son los tipos de disolución?
- Según el número de componentes: binarias, ternarias, cuaternarias.
- Según el estado físico de las mismas: sólidas, líquidas o gaseosas.
Ejemplos de una disolución
6.1 DISOLUCIONES (sólido-líquido)
TIPOS DE DISOLUCIONES
PARTES DE UNA DISOLUCIÓN
Disolución
Disolvente
Soluto
Saturada
Diluida / Concentrada
Sólido - Líquido
Líquido - líquido
Líquido - gas
Gas - gas
6.2 Concentración (fórmulas)
CONCENTRACIÓN (g/L)
Gramos de soluto por litro de disolución
CONCENTRACIÓN (% masa)
Tanto por ciento en masa
CONCENTRACIÓN (% volumen)
Tanto por ciento en volumen
6..2 Concentración (ejemplos)
CONCENTRACIÓN (g/L)
Gramos de soluto por litro de disolución
Indica los pasos a seguir para preparar 150 cm³ de disolución de sal común de concentración 15 g/l.
CONCENTRACIÓN (% masa)
Tanto por ciento en masa
Preparamos una disolución de sal común en agua de la siguiente forma: 1. Pesamos 14,2 g de sal. 2. Disolvemos la sal en aproximadamente 80 cm³ de agua. 3. Completamos con más agua hasta 100 cm³ 4. Pesamos la disolución obtenida, dándonos 109,0 g ¿Cuál es la concentración de la disolución en tanto por ciento en masa?
CONCENTRACIÓN (% volumen)
Tanto por ciento en volumen
Cuando se bebe una lata de cerveza (330 mL) de 5 grados ¿ ¿qué volumen de alcohol ingerimos? Si la densidad del alcohol es 0,8 g/mL ¿cuántos gramos de alcohol ingerimos?
6.3 Concentraciones (fórmulas)
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
MOLARIDAD (M) [mol/L]
Moles de soluto existentes en 1L de disolución.
MOLALIDAD (m) [mol/kg]
Moles de soluto que hay por cada kilogramo de
disolvente
5.3 Concentraciones (ejemplos)
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
Preparamos agua similar a la del mar disolviendo 20 g de sal en agua hasta tener un volumen de medio litro. La disolución resultante tiene una densidad de 1,03 kg/L. Calcula la concentración de agua del mar expresado en porcentaje en masa y en concentración en masa. Calcula la masa de agua
MOLARIDAD (M) [mol/L]
Moles de soluto existentes en 1L de disolución
¿Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5g de sal, NaCl, en agua hasta tener 100 mL de disolución?
MOLALIDAD (m) [mol/kg]
Moles de soluto que hay por cada kilogramo de
disolvente
Necesitamos preparar 250 mL de una disolución de HCl de 0,75M. Indica cómo lo harás si dispones de un ácido comercial del 37% en riqueza y 1,18 g/L.
6.4 Densidad y fracciones molares
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
DENSIDAD (ρ) [g/L]
Gramos de disolución por litro de disolución
FRACCIÓN MOLAR (X) [ ]
Relación de moles de cada componente frente a los moles totales
Resumen - FYQ1_T1_La materia_2024/2025
jzufia
Created on October 18, 2024
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Transcript
Tema 1 La materia
Unidades y medidas. Estados de la materia, T. Cinética, magnitudes, gases, disoluciones...
Estructura de la materia
Índice
BLOQUE I
4. La materia
1. Unidades y medidas
2. Errores y cifras significativas
5. Gases
3. Magnitudes y medidas
6. Disoluciones
1 Unidades y medidas
Un factor de conversión es una fracción que tiene en el numerador y en el denominador la misma cantidad pero expresada en distintas unidades.
Por ejemplo: 1000 mL y 1L son lo mismo pero con unidades distintas. El factor de conversión es:
¿Qué es un factor de conversión?
Para ver cuál de los dos factores tiene que utilizarse tienen que poder simplificarse las unidades que queremos transformar y se quedarán las unidades que nos piden.
¿Qué factor hay que utilizar?
Por ejemplo: Pasar 5 L a mL. Los litros con los litros se van.
Para poder realizar los factores de conversión necesitamos conocer la tabla de múltiplos y submúltiplos:
¿Qué necesitamos saber?
1.1 Factores de conversión simples
TEMPERATURA(No se puede utilizar factores)
Si queremos pasar unidades de temperatura (T) no podemos utilizar factores de conversión porque no son unidades proporcionales.
Pasar de grados Celsius a Kelvin:
+ 273
ºC a K
57 ºC = 57ºC +273 = 330 K
- 273
K a ºC
330 K = 330 - 273 = 57 ºC
Pasar de grados Celsius a grados Fahrenheit:
Fórmula
ºC a ºF
10ºC = 10ºC *1,8 + 32 = 50ºF
Fórmula
ºF a ºC
50ºF = (50ºF - 32) / 1,8 = 10ºC
1.1 Factores de conversión particulares
VOLUMEN(Un Litro es un dm³)
Si queremos pasar unidades de volumen (V) tenemos que tener en cuenta dos cosas: (1) que son unidades cúbicas y (2) que 1 L equivale a 1 dm3.
Pasar de unidades cúbicas (multiplicar por 3 el número de ceros)
Normal
Notación científica
Pasar de L al SI (1L = 1dm3)
Normal
Notación científica
1.1 Unidades del S.I.
El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el sistema de unidades que se usa en casi todos los países del mundo.Está constituido por siete unidades básicas: amperio, kelvin, segundo, metro, kilogramo, candela y mol, más un número ilimitado de unidades derivadas
Sistema internacional de unidadesS.I.
1.1 Unidades importantes fuera del S.I.
En algunos países, especialmente en los países anglosasajones, se utilizan otras unidades. Además hay magnitudes en los que estamos acostumbrados a trabajar con difentes medidas. Ejemplo de ello es la presión.
1.1. Relaciones que hay que aprenderse
- En condiciones normales de presión (1 atm) y temperatura (0ºC), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros.
- Cuando se trabaja con la Presión se necesita conocer diferentes relaciones:
Torricelli (1608 - 1647)
1.2 Magnitudes básicas vs derivadas
Magnitud derivada
Magnitud básica
Las magnitudes derivadas son aquellas que se definen por combinación de magnitudes básicas.
Las magnitudes básicas son aquellas que se definen por sí mismas. Son 7 en el Sistema Internacional (SI)
Longitud
Longitud
Volumen
Longitud
Longitud
Velocidad
Tiempo
Masa
Longitud
Densidad
Longitud
Volumen
Longitud
1.2 Ecuaciones dimensionales
2 Cifras significativas y errores
Podíamos definir las cifras significativas como aquellas que tienen significado (nos aportan información) sobre el resultado de una medición.
¿Qué son las cifras significativas?
Por ejemplo: 0, 0980 El cero de la derecha si es significativo. El cero de la izquierda no es significativo, solo es para colocar la coma.
Las cifras significativas nos aportan una idea de la precisión de la medida.
¿Para qué se utilizan los factores de conversión?
Por ejemplo: Si la váscula mide 67,8 kg no tiene sentido añadir más cifras de las marcadas por el error.
Para poder ver el número de cifras significativas podemos pasar las grandes cantidades a notación científica.
Ejemplo de cifras significativas
2.1 Operaciones y cifras significativas
Ejemplos 1
Sumas y restas
El resultado ha de tener un número de decimales igual al del dato que tenga menor número de decimales. definir las cifras significativas como aquellas que tienen significado (nos aportan información) sobre el resultado de una medición.
El resultado tiene 1 decimal.
27,34 m + 17,293 m + 84,2 m + 21,42 m = 150,253
Multiplicación y división
Ejemplos 2
El resultado ha de tener un número de cifras significativas igual al del dato que tenga menor número de cifras significativas.
El resultado tiene 3 cifras significativas.
27,58 m * 20,23 m * 10,2 m = 5691,02268 m³ = 5,69 *10³ m³
RETOS RESUELTOS
R*
5p
R*
10p
R*
15p
RETOS RESUELTOS
R*
5p
R*
10p
R*
15p
2.2 Error absoluto
Diferencia entre el valor medido o calculado y el valor real
E = V - V
Excepto cuando es > 1 que se puede poner 2. Ejemplo; Ea = 1,34 = 1,3
El error es con una cifra significativa.
a medido o calculado real
Si se ha realizado una solo medida o, debido a la imprecisión del aparato de medida, todas las medidas dan el mismo resultado se toma como error la imprecisión del aparato de medida.
Ejemplos
Al medir la longitud de una mesa, con una cinta métrica que aprecia milímetros, se ha obtenido 1,250 m. Expresar la medida y su incertidumbre (error).
Precisión de la cinta 1 mm
2.3 Error relativo
Valor absoluto del error frente al valor real
|E | V
Analiza la calidad de la medida porque el error se mira en función del tamaño de ella.
E = ------------ x 100
verdadero
Ejemplo
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
RETOS
R13
FÁCIL
5p
R14
MEDIO
10p
R15
DIFÍCIL
15p
RETOS
R16
FÁCIL
5p
R17
MEDIO
10p
R18
DIFÍCIL
15p
2.7 Función afín
Una función afín es una función de primer grado que cumple la siguente expresión:
Donde m es la pendiente de la recta que forma la gráfica.
n es la ordenada en el origen de la recta, es decir, el punto donde la recta corta al eje "y"
En este ejemplo estamos representando la función y = 2x + 4, vemos su tabla de valores (abajo) y su representación gráfica (izquierda)
La pendiente de la recta es el valor del término m en la expresión. En este caso: m = 2 La ordenada en el origen es el valor de "y" cuando "x = 0", es decir, el término n. En este caso: n = 4
2.7 Función cuadrática
Una función cuadrática es aquella que puede describirse con la siguiente ecuación:
Donde a, b y c son los términos y pueden ser cualquier número real:
La representación gráfica de las funciones cuadráticas siempre es una parábola. En este ejemplo vamos a representar la función cuadrática más sencilla:
Observa que, en este caso, tanto el coeficiente lineal "b" como el término independiente "c" son cero. Por eso la expresión de la función es tan sencilla.
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
RETOS
R22
FÁCIL
5p
R23
MEDIO
10p
RETOS
R24
FÁCIL
5p
R25
MEDIO
10p
2.8 Magnitud escalar y vectorial
La magnitud escalar es la cantidad que podemos medir de una cierta propiedad que no depende de su dirección o posición en el espacio.
¿Qué es una magnitud escalar?
La magnitud vectorial es la cantidad que podemos medir que depende de la dirección o posición en el espacio.
¿Qué es una magnitud vectorial?
3 Definición de materia
Materia es todo aquello que está hecho de átomos y tiene:- Masa: cantidad de materia de un cuerpo. - Volumen: espacio que ocupa esa materia
¿Qué es materia?
La materia se presenta en tres estados de agregación distintos: * Sólido. Volumen y forma fijos. No pueden fluir. * Líquido. Volumen fijo. No tienen forma fija. Pueden fluir. * Gas. No tienen volumen ni forma fija. Pueden fluir.
¿Cuáles son los estados de agregación de la materia?
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Una sustancia será sólida si su temperatura se encuentra por debajo de latemperatura de fusión. Una sustancia será líquida si su temperatura se encuentra entre la temperatura de fusión y la de ebullición. Una sustancia será gaseosa si su temperatura se encuentra por encima de la de ebullición.
¿Cuándo una sustancia es sólido, líquido o gas?
¿Qué conocemos hasta ahora?Repaso de los años anteriores
3.1 Teoría cinética de la materia
EJEMPLO¿Cuál es la diferencia entre un sólido, un líquido o un gas? ¿Por qué, generalmente, los sólidos tienen densidades elevadas mientras que los gases tienen una densidad baja y los líquidos presentan valores intermedios? ¿Qué ocurre cuando calentamos una sustancia? ¿Por qué los gases ejercen presión sobre las paredes de los recipientes? ¿Por qué la presión aumenta si metemos más gas o elevamos su temperatura?
3.1 Magnitudes de la materia
Cantidad de materia de un cuerpo. La masa se mide con balanzas, comparando con masas que ya se conocen.
Masa
Espacio ocupado por un cuerpo que no puede ser ocupado por otro cuerpo. El volumen de un objeto regular (cubos, pirámides, etc.) se calcula con fórmulas.En los objetos irregulares se mide sumergiéndolos en agua y midiéndo cuanto cambia el volumen
Volumen
Relación entre la masa y el volumen de una sustancia. La densidad hace referencia a como de "apretados" están los átomos en un espacio determinado:+ Apretados = + denso - Apretados = - denso Para calcular la densidad dividimos la masa entre el volumen:
Densidad
3.1 Magnitudes de la materia
La Temperatura es la magnitud que mide ese movimiento de los átomos: + movimiento = + temperatura - movimiento = - temperatura Los atomos de la materia nunca están quietos, siempre están moviéndose más o menos deprisa. Si los átomos se mueven más, ocupan más espacio y disminuye la densidad, si se mueven menos, ocupan menos y aumenta la densidad. Esto provoca cambios de estado sólido, líquido y gaseoso
- 273 ºC = 0 K
Temperatura
Teoría atómica de Dalton Leyes ponderales derivadas de TD
3.2 Teoría atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton: 1) Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e indivisibles, llamadas átomos, que no se alteran en los cambios químicos. 2) Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades. 3) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el agua está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.
Simbología de Dalton
EJEMPLO Justifica escrita y con simbología si la teoría atómica de Dalton expli.ca las leyes ponderales.
3.2 LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Dalton enunció una teoría atómica que conseguía demostrar las leyes ponderales.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de conservación de la masa
Ley de LAVOISIER
Ley de proporciones definidas
Ley de PROUST
Leyes de proporciones múltiples
Ley de DALTON
Las leyes volumétricas completaron la teoría atómica de Dalton.
TEORÍA ATÓMICA - MOLECULAR
Al estudiar reacciones en las que intervienen gases es más sencillo trabajar con volúmenes,a presión y temperatura fijos; esto permitió aumentar el conocimiento sobre la materia.
LEYES VOLUMÉTRICAS
Ley de conservación de la masa
Ley de GAY-LUSSAC
Ley de proporciones definidas
Hipótesis de AVOGADRO
3.2 Ley de conservación de la masa
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de conservación de la masa
Ley de LAVOISIER
"En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva". O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias finales)”
La materia ni se crea ni se destruye solo se transforma.
6. Gases
3.2 Ley de conservación de la masa
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de conservación de la masa.
3.2 Ley de proporciones definidas
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Ley de proporciones definidas
Ley de PROUST
Siempre que dos elementos o más elementos se combinan lo hacen en una proporción de masa constante.
EJEMPLOEl azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro en una proporción de azufre de 2,13 g por cada 3,72 g de hierro. En una cápsula se colocan 5 g de azufre:a) ¿Qué cantidad de hierro debemos utilizar para transformarlo totalmente en sulfuro? b) ¿Qué cantidad de sulfuro de hierro se obtendrá si en la cápsula ponemos 5 g de azufre y 5 g de hierro?
3.2 Ley de proporciones definidas
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de proporciones definidas.
3.2 Ley de proporciones múltiples
Serie de leyes científicas que se establecen al estudiar la masa de sustancias que participan en una reacción química.
LEYES PONDERALES
Leyes de proporciones múltiples
Ley de DALTON
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de los elementos que se combinan con una cantidad fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros secillos.
EJEMPLOEl azufre y el Oxígeno se combinan para formar tres compuestos. Los análisis muestran: COMPUESTO A: 0,6 g de azufre y 0,9 g de Oxígeno. COMPUESTO B: 5,2 g de azufre y 2,6 g de Oxígeno. COMPUESTO C: 0,6 g de azufre y 0,6 g de Oxígeno. Demuestra que se cumple la ley de Dalton.
3.2 Ley de proporciones múltiples
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de proporciones múltiples.
3.2 Teoría atómica - molecular
1) Toda la materia están formados por átomos pequeñísimos que son partículas indivisibles e indestructibles. 2) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades, diferentes a los de otro elemento. 3) Todas las sustancias simples o compuestos, están formados por moléculas, que resultan de la unión de átomos. 4) Todas las moléculas de una misma sustancia son iguales entre sí. Además son distintas a las moléculas de otra sustancia. 5) Las moléculas de las sustancias simples están formadas por átomos del mismo elemento. Si están formados por más de uno se identifica con el símbolo del elemento y el número indica el número de átomos. 6) Las moléculas de las sustancias compuestas están formados por átomos de dos o más elementos que se combinan en relaciones numéricas sencillas. 7) En una reacción química los átomos se recombinan, y se transforman en otras diferentes.
3.2 Ley de los volúmenes de combinación
Leyes de los volúmenes de combinación
Ley de Gay-Lussac
En las reacciones entre gases los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre ellos números enteros sencillos.
EJEMPLOEl Ozono es un gas que se obtiene por transformación del Oxígeno. Al estdiar la reacción en el laboratorio se encuentra que, si reaccionan 4,5 L de O2 se obtienen 3L de O3, medidos en mismas condiciones de P y T. ¿Cuántos L de O2 necesitaríamos para obtener 500 mL en las mismas condiciones?
3.2 Ley de los volúmenes de combinación
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado un ejemplo de aplicación de la ley de volúmenes de combinación.
3.2 Hipótesis de Avogadro
Hipótesis de Avogadro
Amadeo Avogadro
En las mismas condiciones de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases de diferentes partículas contienen el mismo número de partículas.
3.2 Cantidad de materia
Unidad de masa atómica
1 mol de átomos son 6,022·10²³ átomos1 mol de moléculas son 6,022·10²³ moléculas
MOL
EJEMPLOEn un recipiente tenemos 5g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, Calcula:a) Cantidad de hidróxido de calcio en moles b) Átomos de Oxígeno que tenemos c) Moles de hidrógeno que tenemos d) Gramos de calcio que tenemos e) Masa de hidróxido de calcio necesario para 6 moles de Oxígeno f) Masa de hidróxido de calcio necesario para 10²² átomos de calcio g) Masa de hidróxido de calcio necesario para 4 gramos de hidrógeno
3.2 Tipos de masas
Para poder entender los tipos de masas debemos entender los tipos de sustancias que hay: - Átomos: Son elementos libres por sí mismos. - Moléculas: Las uniones de átomos forman las moléculas.
MASA ATÓMICA
MASA MOLECULAR
La masa atómica es la masa de un átomo y coincide con el número másico.
La masa molecular es la masa de una molécula.La masa molecular es la suma de las masa atómicas de cada átomo que forma la molécula.
Por ejemplo: Calcular la masa de la molécula de Ácido sulfúrico - H SO
Las masa atómica viene recogida en la tabla periódica, coincide con el número másico
2 4
M (Be) = 9,0122 g/molM (Mg) = 24,305 g/mol M (Li) = 6,94 g/mol M (Na) = 22,990 g/mol
3.2 Masa atómica y molecular. UMA.
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
3.2 Mol y Número de Avogadro (NA)
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
3.2 Mol de átomos y moléculas
VIDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo puedes ver explicado
4 LEYES DE GASES
Cantidad del gas (n)Temperatura del gas (T) Volumen del gas (V)
¿De qué depende la Presión?
A medida que aumentamos la cantidad de un gas en un recipiente aumenta la presión que tenemos en él. La presión y la cantidad de un gas son directamente proporcionales.
¿Cuál es la relación entre la cantidad de un gas y la P ejercida?
En el S.I. la unidad de presión es el pascal (Pa), aunque se utiliza mucho el hectopascal (hPa): 1 hPa = 100 PaTambién es muy corriente medir la presión en atmósferas (atm) o milímetros de mercurio (mmHg):
¿Cuál es la unidad de la Presión?
4.1 Proceso isotermo (T=cte)
1) Temperartura se mantiene constante. 2) Variar la presión (subiendo o bajando el émbolo) 3) Variar el volumen (subiendo o bajando el émbolo)
Condiciones
Ley de Boyle-Mariotte
"En un proceso a temperatura constante, presión y volumen son inversamente proporcionales"
P V = cte
P V = P V
EJEMPLOEn un recipiente de 5L tenemos un gas que ejerce una presión de 650 mmHg. Conectado a este recipiente mediante una llave hay otro de 7L ¿Qué presión ejercerá el gas cuándo se abra la llave?
1 1 2 2
4.1 Proceso isocoro (V=cte)
1) Volumen se mantiene constante (ni sube ni baja). 2) Variar la Temperatura (subiendo o bajando) 3) Varia la presión
Condiciones
Ley de Gay-Lussac
"En un proceso a volumen constante, la presión y la temperatura absoluta (en kelvin) son directamente proporcionales"
EJEMPLOEn una bombona de 500mL un gas ejerce una presión de 850 mmHg. ¿Hasta qué temperatura puede calentar sin temor de que la presión se duplique?
T_____
T_____
1 2 1 2
T_____
= cte
T = [K]
Subimos la temperatura
4.1 Proceso isobaro (P=cte)
1) P se mantiene constante (dejando el émbolo libre)2) Variar temperatura (calentando o enfriando) 3) Varia el volumen
Condiciones
Ley de Charles
"En un proceso a presión constante, temperatura y volumen son directamente proporcionales"
EJEMPLOEn un globo aerostático tenemos un gas que ocupa 25 L a 20ºC ¿Qué volumen ocupará si aumentamos la temperatura hasta los 60ºC?
T_____
T_____
1 2 1 2
T_____
= cte
T = [K]
3.4 Ecuación general de los gases ideales
1) Estado 1 -> Estado 2 (T=cte)2) Estado 2 -> Estado 3 (P=cte)
Condiciones
En un gas ideal la relación entre la presión, volumen y temperatura permanece constante.
EJEMPLOEn un recipiente de 1,25L tenemos un gas que ejerce una presión de 800 mmHg a 25ºC ¿A qué temperatura se encontrará el gas si el volumen del recipiente ha pasado a ser de 750 mL y una presión de 1,5 atm?
P V _____
P V_____
P V _____
= cte
1 1 2 2 1 2
1 1 1
T = [K]
GASES IDEALES
RETOS
R1
FÁCIL
5p
R2
MEDIO
10p
R3
DIFÍCIL
15p
RETOS
R4
FÁCIL
5p
R5
MEDIO
10p
R6
DIFÍCIL
15p
4 Ecuación general de los gases ideales
P V = n RT
P V _____
= cte
1 1 1
P: "Presión" [atm] T: "Temperatura" [K] Siempre trabajaremos en K.V: "Volumen" [L] n: "Moles" [mol] En singular nunca se escribe moles, dado que la unidad es el mol.
Condiciones normales
En condiciones normales (0ºC y 1 atm) 1 mol de cualquier gas ideal ocupa 22,4 L. A este se le llama volumen molar de un gas.
4 Ecuación gases ideales
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación de un ejemplo de utilizacíón de las ecuación de los gases ideales.
4.2 Densidad de un gas ideal
El volumen de un gas, a diferencia de un sólido o líquido, varía con las condiciones. Para saber la densidad utilizamos la ecuación de los gases ideales.
m: masaM: Peso molecular
EJEMPLODisponemos de un gas de composición desconocida:a) Determina la densidad a 700 mmHg y a 80ºC si su densidad es 1,97 g/L a 1atm y 273 K b) El gas es un hidrocarburo con 81,82% de carbono. ¿Cuál es su fórmula química?
4.3 Mezcla de gases
En una mezcla de un gas la presión total es la mezcla de las presiones parciales de cada uno de los componentes si se encontrase él solo en el mismo recipiente y las mismas condiciones.
Ley de Dalton de las presiones parciales
P = P + P + P + ... + P
T 1 2 3 n
La fracción molar representa la proporción del número de partículas de un compoente en la mezcla. Es un número adimensional entre 0 y 1.
Fracción molar
P = P · X
1 T 1
EJEMPLOEn un recipiente tenemos una mezcla de gases formada por 5 g de He, 5 g de N2 y 5 g de CO2. Si la presión en el recipiente es de 1,2atm, ¿Cuál es la presión que ejerce cada componente?
4.3 Mezcla de gases (composición en volumen)
La hipótesis de Avogadro nos dice: "En iguales condiciones de presión y temperatura , volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas"
Nos permite relacionar la composición en volumen de una mezcla de gases con su composición en número de partículas.
EJEMPLO En un recipiente tenemos una mezcla de gases formada por 5g de He, 5g de N2 y 5g de CO2. Determina la composición de la mezcla expresada como porcentaje en masa y como porcentaje en volumen.
4.3 Fracción molar y porcentaje en volumen
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación del cálculo de las presiones parciales y del porcentaje en masa de cada compuesto de una mezcla de gases.
4.3 Fracción molar y porcentaje en volumen
VÍDEOTUTORIALES DE AYUDA
En este vídeo, puedes ver una explicación de un ejemplo del cálculo de las fracciones molares y del porcentaje en volumen.
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
MEDIO
10p
R*
DIFÍCIL
15p
RETOS
R7
FÁCIL
5p
R8
MEDIO
10p
R9
DIFÍCIL
15p
RETOS
R10
FÁCIL
5p
R11
MEDIO
10p
R12
DIFÍCIL
15p
4.4 Mezcla de gases (masa molecular aparente)
Cuando varios gases (A, B,...) forman una mezcla gaseosa homogénea (por ejemplo el aire) podemos considerar el gas como un todo a efectos de cálculo y asignarle una masa molecular (aparente, ya que no es un compuesto) que podemos calcular de la forma siguiente:
EJEMPLO Una mezcla de gases tiene una composición volumétrica de 20% de H2, 50 % de CO2 y un 30% de N2 . Calcular: a) La masa molecular aparente de la mezcla. b) La densidad de la mezcla, si se mide en c.n. c) La presión parcial de cada uno de los gases y la presión total cuando se introducen 3,50 g de la mezcla en un recipiente de 2,00 L a 20 ºC.
RETOS
R13
FÁCIL
5p
R14
MEDIO
10p
R15
DIFÍCIL
15p
RETOS
R16
FÁCIL
5p
R17
INTERMEDIO
10p
R18
DIFÍCIL
15p
RETOS
R19
FÁCIL
5p
R20
INTERMEDIO
10p
R21
DIFÍCIL
15p
RETOS RESUELTOS
R*
FÁCIL
5p
R*
INTERMEDIO
10p
RETOS
R22
FÁCIL
5p
R23
INTERMEDIO
10p
R24
DIFÍCIL
15p
RETOS
R25
FÁCIL
5p
5 Composición centesimal
¿Qué es la composición centesimal?
La composición centesimal es conocer el porcentaje en masa que tenemos de cada elemento en un compuesto químico.
Ejemplo
Realiza la composición centesimal del C2H6
En 1 mol de C2H6 de Carbono tenemos: 2 (16 g C) = 32 g CEn 1 mol de C2H6 de Hidrógeno tenemos: 6 (1 g de H) = 6 g H En 1 mol de C2H6 tenemos: 32 g C + 6 g H = 38 g C2H6 %C = = 84,21 % de C en C2H6 % H = = 15,79 % de H en C2H6
32 g C38 g C2H6
Da igual si cogemos todas, 1 molécula o 1 mol de moléculas la relación se mantiene.
2 g H38 g C2H6
5.1 Fórmula empírica y molecular
¿Podríamos obtener su fórmula a partir de su composición centesimal??
84,21 g C100 g C2H6
1 mol C16 g C
En 100g C2H6 de Carbono tenemos: 100 g C2H6 = 5,26 mol de C En 100g C2H6 de Hidrógeno tenemos: 100 g C2H6 = 15,79 mol de H
15,79 g H100 g C2H6
1 mol H1 g H
Estos números solo indican la relación de átomos pero no me dicen cómo es la molécula.
FÓRMULAEMPÌRICA
C5,26H15,79 C5,26H15,79 C1H3
5,26 5,26
5.2 Fórmula empírica y molecular
¿Cómo puedo obtener la fórmula de la molécula?
MCH = 1 (12g/mol C) + 3 (1g/mol de H) = 15 g/mol CH3
C1H 3
n MCH3 = MC2H6
C2H6
CH3
n 15 g/mol CH3 = 30 g/mol C2H6 n = 2
6 Disoluciones
Mezcla homogénea de sustancias puras donde las partículas disueltas son iones, moléculas aisladas o agrupaciones muy pequeñas de estos componentes.
¿Qué es una disolución?
¿Cuáles son elementos de una disolución?
¿Cuáles son los tipos de disolución?
Ejemplos de una disolución
6.1 DISOLUCIONES (sólido-líquido)
TIPOS DE DISOLUCIONES
PARTES DE UNA DISOLUCIÓN
Disolución
Disolvente
Soluto
Saturada
Diluida / Concentrada
Sólido - Líquido
Líquido - líquido
Líquido - gas
Gas - gas
6.2 Concentración (fórmulas)
CONCENTRACIÓN (g/L)
Gramos de soluto por litro de disolución
CONCENTRACIÓN (% masa)
Tanto por ciento en masa
CONCENTRACIÓN (% volumen)
Tanto por ciento en volumen
6..2 Concentración (ejemplos)
CONCENTRACIÓN (g/L)
Gramos de soluto por litro de disolución
Indica los pasos a seguir para preparar 150 cm³ de disolución de sal común de concentración 15 g/l.
CONCENTRACIÓN (% masa)
Tanto por ciento en masa
Preparamos una disolución de sal común en agua de la siguiente forma: 1. Pesamos 14,2 g de sal. 2. Disolvemos la sal en aproximadamente 80 cm³ de agua. 3. Completamos con más agua hasta 100 cm³ 4. Pesamos la disolución obtenida, dándonos 109,0 g ¿Cuál es la concentración de la disolución en tanto por ciento en masa?
CONCENTRACIÓN (% volumen)
Tanto por ciento en volumen
Cuando se bebe una lata de cerveza (330 mL) de 5 grados ¿ ¿qué volumen de alcohol ingerimos? Si la densidad del alcohol es 0,8 g/mL ¿cuántos gramos de alcohol ingerimos?
6.3 Concentraciones (fórmulas)
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
MOLARIDAD (M) [mol/L]
Moles de soluto existentes en 1L de disolución.
MOLALIDAD (m) [mol/kg]
Moles de soluto que hay por cada kilogramo de disolvente
5.3 Concentraciones (ejemplos)
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
Preparamos agua similar a la del mar disolviendo 20 g de sal en agua hasta tener un volumen de medio litro. La disolución resultante tiene una densidad de 1,03 kg/L. Calcula la concentración de agua del mar expresado en porcentaje en masa y en concentración en masa. Calcula la masa de agua
MOLARIDAD (M) [mol/L]
Moles de soluto existentes en 1L de disolución
¿Cuál es la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 5g de sal, NaCl, en agua hasta tener 100 mL de disolución?
MOLALIDAD (m) [mol/kg]
Moles de soluto que hay por cada kilogramo de disolvente
Necesitamos preparar 250 mL de una disolución de HCl de 0,75M. Indica cómo lo harás si dispones de un ácido comercial del 37% en riqueza y 1,18 g/L.
6.4 Densidad y fracciones molares
CONCENTRACIÓN (C) [g/L]
Gramos de soluto por litro de disolución
DENSIDAD (ρ) [g/L]
Gramos de disolución por litro de disolución
FRACCIÓN MOLAR (X) [ ]
Relación de moles de cada componente frente a los moles totales