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Disoluciones II. 2 SOLUBILIDAD Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de.

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1 Disoluciones II

2 2 SOLUBILIDAD Una disolución se dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura, contiene la máxima cantidad posible de soluto A B C Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A) Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B) Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C) La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura concreta

3 3 El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama hidratación Las disoluciones pueden ser:.Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se puede disolver..Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede disolver..Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se puede disolver en ese disolvente Existen varios factores que afectan a la solubilidad: -El tipo de soluto y disolvente. -El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados. -La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones

4 4 FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas O H H H2OH2O O OH H H2O2H2O2 O O C CO 2 O O O2O2 O O O O3O3 CO CO Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles A veces ambas fórmulas coinciden

5 5 APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular. DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u a) Cálculo de la fórmula empírica b) Cálculo de la fórmula molecular La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica:(NO 2 ) n n. ( ) = 92 n = 2 luego la fórmula molecular es N 2 O 4 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

6 6 Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H 2 2 FeH 3 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe 2 · 55,85 g de Fe 6 g de H = 1 eq de Fe 1 eq de H EQUIVALENTE Masa atómica valencia Para un elemento en general, se cumple que 1 eq = *Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee. *Para una base la valencia es el número de OH que posee. *Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de los iones que la forman. *En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

7 7 En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos Si el HClO 3 actúa como ácido: HClO 3 ClO H + 1 eq = P m /1 Si el HClO 3 actúa como oxidante: Cl e - Cl - 1 eq = P m /6 2NaOH+H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2H 2 O Equivalente=moles x valencia eq de NaOH 2eq de H 2 SO 4 2eq de Na 2 SO 4 2 eq de H 2 O El agua es a la vez ácido y base: H 2 O =H + +OH - VALENCIA 1.1=1 El agua es a la vez ácido y base: H 2 O =H + +OH - VALENCIA 1.1=1 ¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

8 8 GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente, chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta, y por tanto aumenta su presión Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente proporcional a la presión Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas, el volumen se reduce a la mitad y se dobla la presión que ejerce el gas. De este modo el producto P.V permanece constante P (atm) V ( ) 1 atm 2 atm 1 litro0,5 litros

9 9 GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce en un aumento de presión La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados Kelvin, si el volumen se mantiene constante A volumen constante ( V 1 = V 2 ) se cumple que: 300ºK 600ºK 1 atm 2 atm

10 10 LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS siendo n el número de moles Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales: Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por R Su valor es : p. V = n. R. T La ley de los gases ideales puede escribirse así: P es la presión del gas en atm V es el volumen del gas en litros T es la temperatura del gas en K n es el número de moles del gas

11 11 MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución. Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M Molaridad = Número de moles de soluto Volumen en litros de disolución Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua 1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 que contenga agua hasta la mitad 2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva 3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1 Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)

12 12 Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución. Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Porcentaje en masa % masa = g soluto g disolución x 100 Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Normalidad Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución N = eq de soluto litros de disolución NORMALIDAD = MOLARIDAD x VALENCIA

13 13 LA ECUACIÓN QUÍMICA R E A C T I V O S P R O D U C T O S(s): si se trata de un sólido (g): si es un gas (l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos:

14 14 Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas

15 15 REACTIVOS PRODUCTOS AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA 2 Na (s) + 2 H 2 O ( l ) 2 NaOH (aq) + H 2 (g) Ejemplo: Na + O HH O HH 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Na + + O H O H + HH 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento

16 16 Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos Por ejemplo: 2 CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) + C C O O O O C OO C OO Cuando el CO reacciona con el O 2 para formar CO 2, siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2 La ecuación 2 CO ( g ) + O 2 ( g ) 2 CO 2 ( g ), significa que: 2 moléculas CO + 1 molécula O 2 2 moléculas CO , CO , O , CO 2 2 moles CO + 1 mol O 2 2 moles CO 2 20 moléculas CO + 10 moléculas O 2 20 moléculas CO 2

17 17 Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación 2 moles CO + 1 mol O 2 2 moles CO 2 se traduce en: g CO g O g CO 2 Es decir, la proporción en masa es: 56 g CO + 32 g O 2 88 g CO 2 La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

18 18 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces N 2 + 3H 2 2NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA

19 19 Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros Cu + 2Ag + Cu Ag permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen ECUACIÓN QUÍMICA COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C3H8C3H8 + O2O2 CO 2 H2OH2O35 4 +

20 20 INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 2H22H2 +O2O2 2H2O2H2O Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos

21 21 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es: P V = n R T (ecuación de los gases perfectos) En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros CO + O2O2 CO 2 2 x 22,4 l CO 22,4 l CO 2 2 x 22,4 l CO 2

22 22 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. MASA Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO 3 + KCl 3/2 O 2 1 mol de KCl3/2 mol de O 2 1 mol de KClO 3 74,45 g de KCl 48 g de O 2 122,45 g de KClO 3 X g de O g de KClO 3 122,45 g de KClO 3 48 g O 2 = X == 587,45 g de O g de KClO 3 X g O · ,45 CÁLCULOS CON MASAS

23 23 REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente 2 moles de CO 2 moles de O 2 0 moles de O 2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de O 2 Después de la reacción

24 24 CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante se consume completamente reactivo en exceso queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe+SFeS 1 mol de S 1 mol de FeS 1 mol de Fe 32 g de S 88 g de FeS56 g de Fe X g de S7 g de Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X == 4 g de S reactivo limitante: reactivo en exceso: Fe S

25 25 CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm 3 de Na 2 S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO 3 = 169,88 u; Na 2 S = 78 u) 2AgNO 3 +Na 2 SAg 2 S La reacción ajustada es: +2NaNO 3 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na 2 S 1 (mol Na 2 S) 2 (mol AgNO 3 ) = x = 0,02 moles de AgNO 3 1 (mol Na 2 S) x La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO 3 es: = 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y y = 0,2 L = 200 cm 3 En 100 cm 3 de disolución 0,1 M de Na 2 S hay: Por cada mol de Na 2 S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO 3 :

26 26 RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

27 27 TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS. 1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B C Por ejemplo: 2Fe +O 2 2FeO CaO+H 2 O Ca(OH) 2 CaO+CO 2 CaCO 3 2H 2 +O 2 2H 2 O 2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A B+C Por ejemplo H 2 CO 3 CO 2 +H 2 O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO 3 K Cl+O 2 3)Reacción de sustitución:Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro. AB + X XB + A Dentro de este tipo hay algunas típicas como: - 2HCl +Zn Zn Cl 2 + H 2 -CuSO 4 +Zn ZnSO 4 +Cu - Cl 2 + NaBr NaCl +Br 2 4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY AY + XB AgNO 3 +NaCl NaNO 3 +AgCl -Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH NaCl +H 2 O

28 28 Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de combustión En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor CH O 2 CO H 2 O El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire 5)Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan. *Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones. *Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones. La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua 2KMnO H Cl 2 MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O +2KCl


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