FÍSICA Y QUÍMICA 4º DE E.S.O.

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1 FÍSICA Y QUÍMICA 4º DE E.S.O.
2o TRIMESTRE UNIDAD 4: REACCIONES QUÍMICAS: FUNDAMENTOS

2 http://www.softschools.com/quizzes/chemistry/ Bloque 3. Los cambios.
Criterios de evaluación C.E.3.1. Comprender el mecanismo de una reacción química y deducir la ley de conservación de la masa a partir del concepto de la reorganización atómica que tiene lugar. Estándares de aprendizaje evaluables E.A Interpreta reacciones químicas sencillas utilizando la teoría de colisiones y deduce la ley de conservación de la masa. C.E.3.2. Razonar cómo se altera la velocidad de una reacción al modificar alguno de los factores que influyen sobre la misma, utilizando el modelo cinético-molecular y la teoría de colisiones para justificar esta predicción. E.A Predice el efecto que sobre la velocidad de reacción tienen: la concentración de los reactivos, la temperatura, el grado de división de los reactivos sólidos y los catalizadores. E.A Analiza el efecto de los distintos factores que afectan a la velocidad de una reacción química ya sea a través de experiencias de laboratorio o mediante aplicaciones virtuales interactivas en las que la manipulación de las distintas variables permita extraer conclusiones. C.E.3.3. Interpretar ecuaciones termoquímicas y distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas. E.A Determina el carácter endotérmico o exotérmico de una reacción química analizando el signo del calor de reacción asociado. C.E.3.4. Reconocer la cantidad de sustancia como magnitud fundamental y el mol como su unidad en el Sistema Internacional de Unidades. E.A Realiza cálculos que relacionen la cantidad de sustancia, la masa atómica o molecular y la constante del número de Avogadro. C.E.3.5. Realizar cálculos estequiométricos con reactivos puros suponiendo un rendimiento completo de la reacción, partiendo del ajuste de la ecuación química correspondiente. E.A Interpreta los coeficientes de una ecuación química en términos de partículas, moles y, en el caso de reacciones entre gases, en términos de volúmenes E.A Resuelve problemas, realizando cálculos estequiométricos, con reactivos puros y suponiendo un rendimiento completo de la reacción, tanto si los reactivos están en estado sólido como en disolución.

3 O O2 C SiO2 CsCl 4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO)
SÍMBOLOS Y FÓRMULAS Criterios de evaluación C.E.3.4. Reconocer la cantidad de sustancia como magnitud fundamental y el mol como su unidad en el Sistema Internacional de Unidades. Estándares de aprendizaje evaluables E.A Realiza cálculos que relacionen la cantidad de sustancia, la masa atómica o molecular y la constante del número de Avogadro. ÁTOMO SÍMBOLO FÓRMULA MOLÉCULA OXÍGENO O O2 CARBONO DIÓXIDO DE SILICIO CLORURO DE CESIO C SiO2 CsCl

4 ESPECTRÓMETRO DE MASAS
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES Partículas más ligeras Vaporizador de la muestra Corriente de partículas cargadas La corriente de electrones ioniza la muestra Inyección de muestra Partículas más pesadas El campo magnético separa las partículas según la razón masa/carga Fuente de electrones Tomado y traducido de Las partículas se aceleran en un campo eléctrico Imán ESPECTRÓMETRO DE MASAS Una partícula cargada se desvía al capas por un campo magnético. Cuanto más masa, menos desviación.

5 4.1.1. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES
Desviación de los átomos de hidrógeno. Desviación de átomos ocho veces más pesados que el hidrógeno. Masa atómica = masa de un átomo 1 2 3 4 Desviación de los átomos de hidrógeno = masa de 1 u.m.a. Desviación de los átomos de helio = masa de 4 u.m.a. Masa atómica del Hidrógeno 1 u.m.a. Masa atómica del Helio 4 u.m.a.

6 O2 O 4.1.1. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES ÁTOMO SÍMBOLO FÓRMULA
MOLÉCULA O O2 OXÍGENO Masa atómica = masa de un átomo Masa molecular = masa de una molécula Masa atómica del oxígeno 16 u.m.a. Masa molecular del oxígeno 16 x 2 u.m.a.

7 C SiO2 4.1.1. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES CARBONO DIÓXIDO DE SILICIO
C SiO2 Está en forma de átomos de carbono unidos Está en forma de red cristalina, con dos átomos de oxígeno por cada átomo de silicio Masa atómica del carbono 12 u.m.a. Masa molecular del SiO2= masa silicio + 2 x masa oxígeno = 24 u.m.a. + 2 x 16 u.m.a. = 56 u.m.a. (Ver directamente en tabla periódica) (Ver en tabla periódica y calcular)

8 C SiO2 4.1.1. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES CARBONO DIÓXIDO DE SILICIO
C SiO2 Está en forma de átomos de carbono unidos Está en forma de red cristalina, con dos átomos de oxígeno por cada átomo de silicio Masa atómica del carbono 12 u.m.a. Masa molecular del SiO2= masa silicio + 2 x masa oxígeno = 24 u.m.a. + 2 x 16 u.m.a. = 44 u.m.a. (Ver directamente en tabla periódica) (Ver en tabla periódica)

9 M NaNO = M Na + M N +3 MO = 23 u. + 14 u. + 3 x 16 u. = 85 u.m.a.
Mejorando la expresión matemática:

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11 M CaCO = M Ca + M C +3 MO = 40 u. + 12 u. + 3 x 16 u. = 100 u.m.a. 3
M H SO = 2xM H + M S + 4 MO = 2x1 u u. + 4 x 16 u. = 98 u.m.a. 4 2 M NH = M N+ 3 M H = 14 u. + 3 x 1 u. = 17 u.m.a. M Fe (NO ) = M Fe + 3x (M N + 3 MO)= 55,5 u. + 3 x (14 u. + 3 x 16 u.) = 241,5 u. M C H O = 6M C + 12M H +6 MO = 6 x 12 u x1 u. + 6 x 16 u. = 180 u.m.a. 6 12 M C H = 6M C + 14M H = 6 x 12 u x1 u. = 86 u.m.a. 6 14 M Al (OH) = M Al + 3x (M H + MO)= 27 u. + 3 x (1 u u.) = 78 u. 3

12 6,022 x 1023 átomos 4.1.2. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL H H
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL HIDRÓGENO HIDRÓGENO Cantidades adecuadas para poder trabajar podrían ser gramos, o kg, etc. H H Masa de un átomo de hidrógeno = 1 u.m.a. ¿Cuántos átomos de H son suficientes para que tengan una masa de 1 g? Cantidad demasiado pequeña para trabajar con ella 6,022 x 1023 átomos

13 4.1.2. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL C C
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL CARBONO CARBONO C C Masa de un átomo de carbono-12 = 12 u.m.a. Masa de 6,022 x 1023 átomos de carbono = 12 g Cantidad demasiado pequeña para trabajar con ella Cantidad adecuada para poder trabajar con ella, ya que se puede pesar sin ningún problema

14 4.1.2. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL C C
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL HIDRÓGENO HIDRÓGENO Masa de 6,022 x 1023 átomos de H = 1 gramo Masa de un átomo de H = 1 u.m.a. CARBONO C CARBONO C Masa de un átomo de carbono = 12 u.m.a. Masa de 6,022 x 1023 átomos de carbono = 12 g 12 veces más pesado 12 veces más

15 6,022 x 1023 1 mol 4.1.2. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL 6,022 x 1023 NÚMERO DE AVOGADRO. 1 mol Masa de 1 Mol de moléculas = Molécula-gramo= Masa molar Masa de 1 Mol de átomos = Átomo-gramo Unidad de cantidad de sustancia 12 = doce = docena 6,022 x 1023 = Número de Avogadro = Mol

16 4.1.2. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL HIDRÓGENO 1 gramo de átomos de H 6,022 x 1023 átomos de H Contiene Mat H = 1 u.m.a. Pesa Son (Ver tabla periódica) 1 mol de átomos de H CARBONO 12 gramos de átomos de C 6,022 x 1023 átomos de C Contienen Mat C = 12 u.m.a. Pesa Son (Ver tabla periódica) 1 mol de átomos de C

17 AGUA 6,022 x 1023 moléculas de H2O 18 gramos de H2O Contienen
Pesa M H2O = 18 u.m.a. Son (Ver tabla periódica) 1 mol de moléculas de H2O

18 ES LA MASA DE UN MOL EXPRESADA EN GRAMOS MASA MOLAR DEL AGUA= 18 g/mol
18 gramos de H2O 6,022 x 1023 moléculas de H2O Contienen Pesa M H2O = 18 u.m.a. Son (Ver tabla periódica) 1 mol de moléculas de H2O MASA MOLAR DEL AGUA= 18 g/mol

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20 Cálculo de número de moles, partículas o gramos
(OBLIGATORIO: usando factores de conversión) ¿Cuántos átomos de sodio hay en 0,240 moles de Na? 23 gramos de átomos de Na 6,022 x 1023 átomos de Na Contienen Mat Na = 23 u.m.a. Pesa Son (Ver tabla periódica) 1 mol de átomos de Na 1. Queremos átomos de Na. 2. Tenemos mol Na. 3. 1 mol Na = 6,022 x 1023 átomos de Na 2 posibles factores de conversión: 1 mol deNa 6,022 x 1023 átomos de Na 6,022 x 1023 átomos de Na 1 mol de Na

21 Solución: 6,022 x 1023 átomos de Na 1 mol de Na
¿Cuántos átomos de sodio hay en 0,240 moles de Na? 23 gramos de átomos de Na Pesa 6,022 x 1023 átomos de Na Contienen Mat Na = 23 u.m.a. Son (Ver tabla periódica) 1. Queremos átomos de Na. 2. Tenemos mol Na. 3. 1 mol Na = 6,022 x 1023 átomos de Na 1 mol de átomos de Na Solución: 6,022 x 1023 átomos de Na N.º. At Na = 0,240 moles de Na = 1 mol de Na

22 Solución: 6,022 x 1023 átomos de Na 1 mol de Na
¿Cuántos átomos de sodio hay en 0,240 moles de Na? 23 gramos de átomos de Na 6,022 x 1023 átomos de Na Pesa Contienen Mat Na = 23 u.m.a. Son (Ver tabla periódica) 1. Queremos átomos de Na. 2. Tenemos mol Na. 3. 1 mol Na = 6,022 x 1023 átomos de Na 1 mol de átomos de Na Solución: 6,022 x 1023 átomos de Na N.º. at Na = 0,240 moles de Na = 1 mol de Na = 1.44 x 1023 átomos de Na

23 Analizar qué se conoce y qué no.
El magnesio es un metal ligero utilizado en la fabricación de aviones, ruedas de automóviles y herramientas. ¿Cuántos moles de magnesio son 1,25 × 1023 átomos de magnesio? Analizar qué se conoce y qué no. 1 Se requiere la conversión nº de átomos → moles. CONOCIDO número de átomos = 1.25 × 1025 átomos de Mg DESCONOCIDO moles = ? mol Mg

24 Buscar la relación entre los moles y el número de átomos de Mg
Calcular 2 Buscar la relación entre los moles y el número de átomos de Mg 1 mol Mg = × 1023 atoms Mg

25 Escribir los factores de conversión, basándose en la relación anterior
1 mol Mg = × 1023 atoms Mg Escribir los factores de conversión, basándose en la relación anterior 1 mol Mg 6.02 × 1023 átomos Mg y Identicar el factor de conversión necesario para pasar de átomos a moles (moles en numerador)moles. 6.02 × 1023 átomos Mg 1 mol Mg

26 Multiplicar el número de átomos de Mg por el factor de conversión.
6.02 × 1023 atoms Mg 1 mol Mg n=1.25 × 1023 atoms Mg × = mol Mg

27 Evaluar el resultado ¿Tiene sentido el resultado?
Calcular 2 6.02 × 1023 atoms Mg 1 mol Mg n=1.25 × 1023 atoms Mg × = mol Mg Evaluar el resultado ¿Tiene sentido el resultado? 3 El número dado de átomos (1.25 × 1023) es menos de una cuarta parte del número de Avogadro (6.02 × 1023), por lo que la respuesta debe ser menos de un cuarto (0.25) mol de átomos.

28 Solución: 1 mol de Al n Al = 3,42 x 1021 átomos de Al
¿Cuántos moles de aluminio están en 3.42 x 1021 átomos de Al? 1. Queremos moles Al. 2. Tenemos 3,42 x 1021 átomos de Al. 3. 1 mol Al = 6,022 x 1023 átomos Al 27 gramos de átomos de Al 6,022 x 1023 átomos de Al Contienen Mat Al = 27 u.m.a. Pesa Son (Ver tabla periódica) 1 mol de átomos de Al Solución: 1 mol de Al n Al = 3,42 x 1021 átomos de Al = 6,022 x 1023 átomos de Al = 5,68 x 10-3 moles de Al

29 Solución: ¿Cuál es la masa de 1,33 moles de titanio, Ti?
47,87 gramos de átomos de Ti 6,022 x 1023 átomos de Ti Contienen Pesa Mat Ti = 47,867 u. Son (Ver tabla periódica) 1. Queremos gramos de Ti. 2. Tenemos 1,33 moles de titanio. 3. Utilizar la masa molar de Ti: 1 mol Ti = 47,87 g de Ti. 1 mol de átomos de Ti Solución:

30 Solución: ¿Cuál es la masa de 2,55 x 1023 átomos de plomo?
207.2 gramos de átomos de Pb 6,022 x 1023 átomos de Pb Contienen Pesa Mat Pb = u. Son (Ver tabla periódica) 1. Queremos gramos. 2. Tenemos átomos de plomo. 3. Utilizar la masa molar de Pb y el número de átomos en 1 mol. 1 mol de átomos de Pb Solución:

31 ¿Cuántas moléculas F2 están presentes en 2,25 g de gas flúor?
38 gramos de F2 6,022 x 1023 moléculas F2 Contienen Pesa M F2 = 19x2 =38 u. Son (Ver tabla periódica) 1. Queremos moléculas F2. 2. Tenemos gramos F2. 3. Utilizar el número de Avogadro y la masa molar de F2. 1 mol de moléculas de F2 Solución:

32 Hallemos el peso del diamante en g:
PROBLEMA LA ESTRELLA DE ÁFRICA es el diamante tallado más grande del mundo. Pesa 530,20 quilates. Un quilate de joyería equivale a 200 mg. Suponiendo que la pureza fuera del 100 %, ¿Cuántos átomos de carbono contiene este famoso diamante?. ¿Cuántos moles de átomos de carbono contiene? Hallemos el peso del diamante en g: (1 Quilate = 200 mg =0,2 g) 1 Quilate 530,20 Quilates 0,2 g X g 0,2 g Masa 530,20 Quilates X 106,04 g 1 Quilate

33 Extraeremos los datos de la tabla periódica:
PROBLEMA LA ESTRELLA DE ÁFRICA es el diamante tallado más grande del mundo. Pesa 530,20 quilates. Un quilate de joyería equivale a 200 mg. Suponiendo que la pureza fuera del 100 %, ¿Cuántos átomos de carbono contiene este famoso diamante?. ¿Cuántos moles de átomos de carbono contiene? Extraeremos los datos de la tabla periódica: 12 gramos de átomos de C 6,022 x 1023 átomos de C Pesa Contienen Mat C = 12 u.m.a. Son (Ver tabla periódica) 1 mol de átomos de C

34 LA ESTRELLA DE ÁFRICA contiene 5,32 x 1024 átomos de C
PROBLEMA LA ESTRELLA DE ÁFRICA. 106,04 g de C puro: ¿Cuántos átomos de carbono contiene este famoso diamante?. 12 gramos de átomos de C 6,022 x 1023 átomos de C Contienen Pesa Son 1 mol de átomos de C Relacionaremos la masa de los átomos de carbono con los átomos que contienen: 6,022 x 1023 át. de C . X át. de C 106,04 g át.de C 12 g át. de C LA ESTRELLA DE ÁFRICA contiene 5,32 x 1024 átomos de C

35 LA ESTRELLA DE ÁFRICA. 106,04 g de C puro:
PROBLEMA LA ESTRELLA DE ÁFRICA. 106,04 g de C puro: ¿Cuántos moles de átomos de carbono contiene? 12 gramos de átomos de C Contienen 6,022 x 1023 átomos de C Contienen Son 1 mol de átomos de C Relacionaremos la masa de los átomos de carbono con los moles de átomos que contiene: 1 mol át. de C . moles át. C 106,04 g át.de C 12 g át. de C 8,83 moles de át. C LA ESTRELLA DE ÁFRICA contiene 8,83 moles de átomos de C

36 Analicemos el cálculo anterior
¿Cuantos gramos hay en 3 moles de dióxido de carbono (CO2)? Forma 1: Con factores de conversión m Forma 2: Aplicando una fórmula Analicemos el cálculo anterior m masa N.º moles Masa molar x m = n x M M (g/mol) m (g) n (mol)

37 m (g) = n (mol) x M (g/mol) = 3 moles x 44 g/mol = 132 g
¿Cuantos gramos hay en 3 moles de dióxido de carbono (CO2)? Forma 2: Aplicando una fórmula M (g/mol) m (g) n (mol) M CO2 (g/mol) = 44 g/mol n (mol) = 3 moles Despejamos en la fórmula y sustituímos m (g) = n (mol) x M (g/mol) = 3 moles x 44 g/mol = 132 g

38 Cálculo de la masa molar
Calcular el número de átomos, moléculas o fórmulas unidad que hay en un número de moles de una sustancia Calcular la masa de un número de moles de una sustancia Calcular el número de moles que hay en una masa de una sustancia

39 EJERCICIOS SOBRE MOLES, GRAMOS Y NÚMERO DE MOLÉCULAS

40 EJERCICIOS SOBRE MOLES, GRAMOS Y NÚMERO DE MOLÉCULAS CON RESULTADO

41 4.1.4. CANTIDAD DE SUSTANCIA EN DISOLUCIÓN
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) CANTIDAD DE SUSTANCIA EN DISOLUCIÓN CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN La molaridad (M) es el número de moles de soluto disuelto en cada litro de solución

42 Molaridad(M) = moles de soluto = moles litros de disolución L
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) CANTIDAD DE SUSTANCIA EN DISOLUCIÓN CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN La molaridad (M) es el número de moles de soluto disuelto en cada litro de solución Molaridad(M) = moles de soluto = moles litros de disolución L Examples: 2.0 M HCl = moles HCl 1 L 6.0 M HCl = moles HCl 1 L

43 moles de soluto M= litros de disolución
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) CANTIDAD DE SUSTANCIA EN DISOLUCIÓN CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN La molaridad (M) o concentración molar, es el número de moles de soluto disuelto en cada litro de solución. Es una unidad de concentración muy utilizada. moles de soluto M= litros de disolución

44 Preparación de una solución de 1,0 M
(se lee 0,1 molar) Una solución de NaCl 1,0 M se prepara pesando 58,5 g de NaCl (1,0 mol) y añadiendo agua hasta alcanzar 1,0 litro de solución.

45 La expresión de la molaridad puede usarse para escribir factores de conversión.

46 Comprobación de aprendizaje
Calcular la molaridad de una solución de NaHCO3 preparada disolviendo 36 g de NaHCO3 sólido en agua para dar un volumen de solución de 240 ml. 1) 0,43 M 2) 1,8 M 3) 15 M Solución 2) M n= 36 g NaHCO3 x 1 mol NaHCO3 = 0.43 moles NaHCO g NaHCO3 0.43 moles NaHCO3 = M NaHCO3 0.240 L moles M = = Vol (L)

47 moles de soluto = M= litros de disolución =
Cálculo de la molaridad ¿Cuál es la molaridad de una solución de NaOH preparada añadiendo 4,0 g de NaOH sólido al agua para obtener 0,50 l de disolución? 1. Determinar los moles de soluto. N= 4.0 g NaOH x 1 mol NaOH = 0.10 molNaOH 40.0 g NaOH 2. Calcular la molaridad. 0.10 moles = moles = M NaOH 0.50 L L moles de soluto M= = litros de disolución =

48 Solución: Datos: Buscamos: molaridad (M) Factores de conversión:
Calcular la molaridad de una solución obtenida poniendo 15,5 g de NaCl en un vaso de precipitados y añadir agua para obtener 1,50 l de solución de NaCl. Datos: Buscamos: molaridad (M) Factores de conversión: 15.5 g NaCl Agua 1.50 L disolución Solución: Calcular la molaridad de una solución obtenida poniendo 55,8 g de NaNO3 en un vaso de precipitados y diluyendo hasta 2,50 L

49 = 6.00 M NaOH 24.0 g NaOH 0.100 L solution 24.0 g NaOH 1 mol NaOH
¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 24,0 g de NaOH en 0,100 L de solución? Datos: Buscamos: molaridad (M) Usando factores de conversión únicamente: 24,0 g NaOH Agua 0,100 L disolución 24.0 g NaOH 1º- Relacionamos el soluto con el disolvente C NaOH = 0.100 L solution 24.0 g NaOH 1 mol NaOH 40.00 g NaOH C NaOH = x = M NaOH 0.100 L solution 2º.- Pasamos los gramos de soluto a moles

50 6.00 mol NaOH 1 L disolución 6.00 mol NaOH 1000 mL disolución
Uso de la molaridad en los cálculos Factores de conversión a partir de la Molaridad Podemos escribir varios factores de conversión basados ​​en la concentración 6.00 M NaOH: 6.00 mol NaOH 1 L disolución 6.00 mol NaOH 1000 mL disolución moles de soluto M= litros de disolución

51 Solución (posibilidad 1: Con M como factor de conversión)
El jugo gástrico es una solución de HCl 0,10 M. ¿Cuántos moles de HCl están presentes en 1500 mL de jugo gástrico 1) 15 moles de HCl 2) 1,5 moles de HCl 3) 0,15 moles de HCl Solución (posibilidad 1: Con M como factor de conversión) 3) moles HCl 1500 mL x L = L 1000 mL 1.5 L x moles HCl = moles HCl 1 L Factor de conversión a partir de la molaridad V = n =

52 Solución (posibilidad 2): Mediante la fórmula de la molaridad
El jugo gástrico es una solución de HCl 0,10 M. ¿Cuántos moles de HCl están presentes en 1500 mL de jugo gástrico 1) 15 moles de HCl 2) 1,5 moles de HCl 3) 0,15 moles de HCl Solución (posibilidad 2): Mediante la fórmula de la molaridad moles Vol (L) = M moles = M x Vol (L) ¿Moles? moles = M x Vol (L) = =0,10 moles/L x 1,5 L= =15 moles C HCl =0,10 M Vol. (jugo gástrico) = 1,5 L

53 M = moles Datos: 0.114 M NaOH 1.24 mol NaOH
¿Cuántos litros de una solución de NaOH 0,114 M contienen 1,24 moles de NaOH? Datos: 0.114 M NaOH 1.24 mol NaOH Se busca: Volumen (L) disolución Factor de conversion : moles Vol (L) = M Mapa de la solución: Solución: V= ¿Qué volumen de una solución de KCl (0,225 M) contiene 55,8 g de KCl?

54 EJERCICIOS SOBRE MOLARIDAD

55 EJERCICIOS SOBRE MOLARIDAD CON SOLUCIÓN

56 4.1.5. CANTIDAD DE SUSTANCIA EN ESTADO GASEOSO
4.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA (4.3. DEL LIBRO) CANTIDAD DE SUSTANCIA EN ESTADO GASEOSO

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60 APRENDER DE MEMORIA

61 APRENDER DE MEMORIA para esas unidades
APRENDER DE MEMORIA para esas unidades. Si hace falta en otras, se realiza el cambio de unidades Observa que: 1 atm = Pa R = atm L mol K ( Pa) = 8308,65 Pa L mol K ( 1 atm)

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63 GUÍA PARA USAR LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
1) DETERMINAR LAS MAGNITUDES PROPORCIONADAS EN EL PROBLEMA Y LA QUE SE NOS PIDE. (Comprobar que las UNIDADES de magnitudes proporcionadas en el problema son adecuadas y compatibles. En caso contrario, realizar los cambios de unidades que correspondan) 2) REORDENAR LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES, DESPEJANDO LA MAGNITUD REQUERIDA. 3) SUSTITUIR LOS DATOS EN LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Y HALLAR LA MAGNITUD REQUERIDA.

64 ¿Cuántos moles de gas hay encerrados en un recipiente de 2 L a una temperatura de 0ºC y 1 atmósfera de presión? 2) REORDENAR LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES, DESPEJANDO LA MAGNITUD REQUERIDA. 1) DETERMINAR LAS MAGNITUDES PROPORCIONADAS EN EL PROBLEMA Y LA QUE SE NOS PIDE. Comprobar UNIDADES 3) SUSTITUIR LOS DATOS EN LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Y HALLAR LA MAGNITUD REQUERIDA.

65 ¿Cuántos moles de nitrógeno gaseoso (N2) hay presentes en una muestra que ocupa 215 mL a 0,813 atmósferas de presión y 30,0ºC? 1) DETERMINAR LAS MAGNITUDES PROPORCIONADAS EN EL PROBLEMA Y LA QUE SE NOS PIDE. (Comprobar y cambiar unidades si es necesario)

66 ¿Cuántos moles de nitrógeno gaseoso (N2) hay presentes en una muestra que ocupa 215 mL a 0,813 atmósferas de presión y 30,0ºC? 2) REORDENAR LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES, DESPEJANDO LA MAGNITUD REQUERIDA.

67 ¿Cuántos moles de nitrógeno gaseoso (N2) hay presentes en una muestra que ocupa 215 mL a 0,813 atmósferas de presión y 30,0ºC? 3) SUSTITUIR LOS DATOS EN LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Y HALLAR LA MAGNITUD REQUERIDA.

68 ¿Qué volumen ocuparán 500 g de yodo a una temperatura de 300 ° C
y una presión de 740 mm Hg? Paso 1) Anote la información dada en el problema. Masa = 500 g de yodo  Convertir de gramos a número de moles: El yodo es diatómico (I2) x mol I2 = 500 g I2(1mol I2 / 254 g I2) n = mol I2 T = 300oC  La temperatura debe pasarse a Kelvin T (K) = T(ºC) = 300oC + 273 T = 573 K P = 740 mm Hg La presión debe tener las mismas unidades que las que se presentan en R;, así que debemos cambiar de mm Hg a atm. x atm = 740 mm Hg (1 atm / 760 mm Hg) P = 0.8 atm R = atm . L / mol . K

69 ¿Qué volumen ocuparán 500 g de yodo a una temperatura de 300 ° C
y una presión de 740 mm Hg? Paso 1) Datos: masa = 500 g yodo n = mol I2 T = 573 K (300oC) P = atm (740 mm Hg) R = atm . L / mol . K V = ? L Paso 2) Ecuación: PV = nRT Paso 3) Despejar la variable V = nRT P Paso 4) Sustiruir y resolver V ( mol)( atm . L / mol . K)(573 K) atm = V = 95.1 L I2

70 La temperatura y presión estándar (STP) son un conjunto especial de condiciones en las que:
1.- La presión es de 1 atm 2.- La temperatura es de 0 ° C (273,15 K) Halla el volumen ocupado por un mol de un gas ideal en condiciones estándar. PV = nRT El volumen ocupado por un mol de un gas ideal en condiciones estándar de presión y temperatura es de 22,4 L:. Aprenderte este dato te puede ser muy útil.

71 (1 mol)(0.08206 L∙atm/K∙mol)(298.15 K)
Calcular el volumen de un mol de gas ideal a temperatura ambiente (25 ° C) y 1 atm. Solución Los datos son: n = 1 mol, T = K, and P = 1.00 atm. Como la presión se expresa en atmósferas, utilizamos R = L∙atm/K∙mol V = = = 24.5 L nRT P (1 mol)( L∙atm/K∙mol)( K) 1 atm

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