DEFINICIÓN: Mezcla homogénea de dos o más sustancias. Al componente mayoritario se llama disolvente y al que se encuentra en menor proporción, soluto.
Para preparar disoluciones en el laboratorio necesitamos el siguiente material:
CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN: Existen diversas formas de expresar la cantidad de soluto que está disuelto en ua determinada cantidad de disolución o en una determinada cantidad de disolvente.
Nota: solvente se refiere a disolvente.
SOLUBILIDAD: A una temperatura determinada, un disolvente sólo admite soluto hasta una cierta concentración, solubilidad. La solubilidad se suele expresar en gramos de soluto por 100 g de disolvente. La solubidad en sólidos suele aumentar con la temperatura (en gases, disminuye). Se dice que una disolución está saturada cuando ya no admite más soluto a esa temperatura.
Variación con la temperatura de la solubilidad en agua de distintas sales
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES: Se denominan propiedades coligativas a las propiedades de las disoluciones que varían dependiendo del número de partículas del soluto. Al añadir soluto a un disolvente puro: a) Disminuye la presión de vapor (la presión que ejerce el vapor de un líquido cuando a alcanza su equilibrio entre dicho líquido y vapor) de forma directamente proporcional a la fracción molar del soluto (Ley de Raoult). Las partículas de soluto al situarse entre las de disolvente entorpecen su "huida" b) Aumento ebulloscópico. Aumenta la temperatura (o punto) de ebullición (paso del estado líquido a gaseoso). c) Descenso crioscópico. Disminuye la temperatura de congelación (paso de líquido a sólido) d) Aumenta la presiòn osmóticao la presión necesaria para detener el paso de disolvente a través de una membrana semipermeable desde una disolución diluida a la más concentrada (ósmosis). ∏.V
= n.R.T ACTIVIDADES
NIVEL 1: ACTIVIDADES SENCILLAS SOBRE CÁLCULO DE CONCENTRACIONES: EJEMPLO 1: Se prepara una disolución colocando en un vaso 5 g de sal común (cloruro de sodio) y añadiendo 20 g de agua. Una vez disuelta la sal se tiene un volumen de 21,7 mL. Calcular: a) La concentración de dicha disolución en % en masa de cada componnente. b) Molalidad. c) Concentración en g/L d) Fracción molar de soluto y disolvente. e) Molaridad. Nota: normalmente se suponen los volúmenes aditivos, es decir, se suman los de soluto y disolvente (o los dan o se calculan a partir de las densidades) y listo . Otras, te dan directamente el volumen de disolución, como en este ejemplo. Solución: a) 20% Sal común (NaCl); b) 230,4gNaCl/L(disolución); 3,97 M NaCl c) 4,275 molal; d) Xs=0,072 ; Xd=0,928
EJEMPLO 2:Se tiene una disolución de H2SO4 al 95,6% (p/p) y cuya densidad es 1,7 g/mL. Calcular la concentración de la disolución en g/L y molaridad. (Sol: 16,58 M; 1625,2 g/L)
A realizar con la ayuda de factores de conversión).Suelen dar los datos de densidades y riqueza. Son del tipo: "se desea preparar una disolución X, cuántos Y necesito coger de otra disolución".
RIQUEZA (o porcentaje en masa): Cuando te dicen que en una disolución hay un porcentaje, tienes que realizar el factor de conversión correspondiente para variar la cantidad inicial. TIPO 1: DILUCIONES:Calcular qué volumen de disolución de cloruro de sodio 1 M se necesita para preparar 100 mL de una disolución de cloruro de sodio 0,02 M. (Sol: V = 2 mL de la 1ª disolución o 0.002L)
DATOS:
0,02 M = 0,02 mol/L
0,02
mol/L. 0,1 L = 0,002 moles de NaCl son los que hay, veamos como queda
referidos a 1 litro.
Molaridad
= mol / Volumen (L)
Despejando
y sustituyendo 1 M y los moles que debe contener, despejamos el
volumen
V =
0,002 mol / 1 mol/L = 0,002 L = 2 mL
EJEMPLO 2: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES A PARTIR DE OTRAS Consejo: - Se suele empezar el factor de conversión con el dato de lo que se quiere preparar y vas enlazada los demás datos hasta llegar a transformar la primera disolución en lo que se busca.
* ¿Qué volumen de disolución de ácido nítrico
al 36% y densidad 1,22 g/mL, es necesario para preparar 0,25 L. de disolución 0,25 M? (Sol: 8,96 mL)
* ¿Cuántos
cm3 de disolución de ácido sulfúrico concentrado de
densidad 1,84 g/cm3 y 96% de riqueza serán necesarios
para preparar 500 cm3 de una disolución 0,5 M de ácido
sulfúrico?
MATERIA: todo aquello que ocupa un espacio, tienen una duración en el tiempo y una propiedad fundamental (y extensiva) llamada masa. Sus estados de agregación son el estado sólido, el líquido y el gaseoso.
Para identificar los distintos tipos de sustancia se habla de propiedades: Físicas/Químicas, Generales/específicas y Extensivas/intensivas.
ACTIVIDAD 1: Busca ejemplo para los distintos tipo de sistemas materiales.
2. LEYES CLÁSICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
QUÍMICA: es la ciencia que estudia todos aquellos cambios que experimenta la materia que modifican su naturaleza y composición, por ejemplo: la combustión de un material, la oxidación de un metal, las reacciones ácido-base, ...
Una reacción química es un proceso en el cual una o varias sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otra/s sustancia/s finales (productos).
Para llegar a esta interpretación de una reacción química, necesitamos conocer como evolucionó la Química a finales del siglo XVIII.
LEYES PONDERALES:
2.1. LEY DE LAVOISIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA.
Comprobada experimentalmente y enunciada por el químico Lavoisier (1743-1794).
"En toda reacción química la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción"
Es una consecuencia del principio fundamental de la materia, en un sistema cerrado, la materia ni se crea ni se destruye, solo se transforma.
2.2. LEY DE PROUST o DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS.
Comprobada experimentalmente y publicada por el químico francés J.L. Proust (1754-1826) en 1806:
“Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, es decir, en una proporción en masa constante, con independencia de su estado físico y forma de obtención”
Otro ejemplo: si hacemos reaccionar 10 g de cloro con 10 g de sodio para formar NaCl, se comprueba que 3.516 g de sodio están en exceso porque solo reaccionan 6,484 g. Si cambiamos las condiciones y las cantidades siempre se combinarán en la misma proporción.
Esta ley solo se puede aplicar, cuando estemos comparando dos elementos para formar el mismo compuesto.
2.3. LEY DE DALTON o DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES.
"Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro guardan una relación de números enteros sencillos" (J. Dalton, 1766-1844)
Se aplica cuando estemos comparando masas de dos elementos para dar distintos compuestos. Por ejemplo:
Las leyes ponderales sugirieron a Dalton (1766-1844) publicar su teoría en 1808, donde se vuelve a la idea del atomismo (Democrito y Leucipo, antigua Grecia).
Postulados:
- Los elementos químicos están constituidos por pequeñísimas partículas, llamadas átomos, que permanecen inalterables y son indivisibles e indestructibles
- Los átomos de un mismo elemento son iguales y, por tanto, tienen la misma masa y propiedades, mientras que los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.
- Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos en una relación de numérica sencilla.
La teoría atómica de Dalton introduce la idea de discontinuidad en la materia y considera las reacciones químicas como una redistribución de estos átomos.
Aunque esta teoría fue aceptada durante bastante tiempo e inició un importante cambio de
mentalidad de la comunidad científica, es una teoría muy incompleta y contiene ideas que se han ido superando:
• El átomo sí es divisible y se puede modificar su composición
• Los átomos de un mismo elemento no tienen por qué ser iguales (existen los isótopos)
• Establece una medida de masas atómicas relativas errónea,
• No es aplicable a los gases, en el sentido de que en los gases la unidad fundamental es la molécula, una agrupación de átomos.
4. PRINCIPIO DE AVOGADRO.
4.1. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN O LEY DE GAY-LUSSAC.
"Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos".
Gay-Lussac realizó experimentos que entraban en conflicto con las conclusiones teóricas de Dalton. Vamos a analizar el problema con un ejemplo: el agua.
- Según su teoría, Dalton propondría la fórmula HO para el agua, dado que la relación de masas entre el hidrógeno y el oxígeno es 1:8 y tomando como referencia la masa atómica relativa del hidrógeno como 1 y la del oxígeno como 8 debería tener un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno.
- Gay – Lussac al estudiar la descomposición del agua en estado gaseoso observa que por cada volumen de agua descompuesto se obtenían un volumen de hidrógeno y medio de oxígeno, con lo que se llega a la siguiente conclusión: En el agua debiera haber el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno (2:1) y no la relación 1:1 propuesta por Dalton.
4.2. HIPÓTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO.
En 1811 el químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) propuso la siguiente hipótesis que dio solución al problema antes planteado:
"Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas".
Luego, los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas agrupaciones de átomos a las que denominaremos “moléculas”.
Atendiendo a estas consideraciones se podían explicar los resultados de Gay – Lussac para el agua sin más que considerar que tanto el hidrógeno como el oxígeno no se presentan en la naturaleza como átomos aislados sino como parejas de átomos (H2, O2). Lo mismo ocurre con otros gases como el nitrógeno (N2), el cloro (Cl2), etc. (Los gases nobles son monoatómicos).
Así, la ley de Gay-Lussac junto a la hipótesis de Avogadro, completan la teoría atómica de Dalton y se enuncia la teoría atómica-molecular.
4.3. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LOS GASES (TCM).
Antes de seguir, repasa lovisto en FYQ de 3º de ESO sobre la TCMen este enlace. A finales del SXIX (Joule, Clausius, Maxwell y Boltzman) surge esta teoría que se basa en los siguientes postulados: - Los gases están formados por partículas individuales, moléculas, muy alejadas entre sí, de manera que el volumen que ocupa un gas está prácticamente vacío y las moléculas pueden considerarse como puntos en el espacio (los gases ocupan todo el volumen del recipiente y se comprimen con facilidad). - Las moléculas del gas no experimentan interacción entre ellas, ni atracción, ni repulsión, salvo cuando chocan entre sí (en una mezcla se interpreta la presión parcial de un gas como el número de choques que un determinado gas ejerce contra las paredes del recipiente que lo contiene). - Las moléculas se encuentran en continuo movimiento aleatoriodescribiendo trayectorias rectilíneas y experimentan choques elásticos entre ellas y contra las paredes del recipiente (a menor volumen del recipiente, mayor presión por mayor número de choques -explicación de la Ley de Boyle-Mariotte). - La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura e independiente del tipo de gas (al aumentar la temperatura, mayor presión por aumento de número de choques y ser estos más energéticos -explicación de la ley de Charles-Gay Lussac). La TCM se generaliza para explicar otros estados de agregación de la materia:
5. MASA ATÓMICA Y MOLECULAR. MOL. 5.1. MASA ATÓMICA Y MOLECULAR. La teoría atómica de Dalton introduce la masa atómica como la propiedad característica y diferenciadora de los diferentes tipos de átomos (elementos químicos). El valor absoluto de la masa de un átomo era imposible de medir; pero sí que era posible medir su masa relativa , es decir, la que se calcula con respecto a la masa de un átomo que tomamos como referencia. Inicialmente se tomó como referencia la masa del átomo de hidrógeno. Actualmente se toma el isótopo de carbono-12 como referencia. Llamamos unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono, el carbono-12. Su símbolo es u (tradicionalmente llamado uma)
Recuerda: Átomos isótopos son el conjunto de átomos del mismo elemento (igual número atómico, Z) con distinto número de neutrones (N) en su núcleo, luego con distinto número másico (A). A = N + Z
Así, la masa atómica es la masa de un determinado átomo expresada en uma que ha tomado como patrón el anterior. Su valor aparece en la tabla periódica. Ejemplo: la masa atómica relativa del sodio es 23 u y se expresa: Ar(Na) = 23 u
Por tanto, la masa molecular relativa de un compuesto es la suma de las masas atómicas relativas de los elementos que lo forman. Se representa como Mr. Ejemplo: Mr(NaCl) = 23 + 35,5 = 58,5 u
5.2 CANTIDAD DE SUSTANCIA. CONCEPTO DE MOL - Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, electrones, ...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12. El número de átomos presentes en 12 g de carbono-12 es una constante llamada número de Avogadro.
NA
= 6,023 1023
- Se
utiliza el número de Avogadro para referirnos a átomos, moléculas,
iones, ... El mol es la unidad de la magnitud fundamental cantidad de sustancia
del S.I. y para entender su papel como patrón unidad conviene comparar con la docena: 1 docena = 12 unidades
1 mol de C ------------- contiene ---------- 6,023 1023 átomos de C 1 mol de H2O --------- contiene ---------- 6,023 1023 moléculas de H2O 1 mol de Na+ ---------- contiene ---------- 6,023 1023 iones de Na+ - MASA MOLAR: La masa de un mol de una sustancia es su masa molecular expresada en gramos. La masa de 1 mol de átomos expresada en gramos coincide numéricamente con el valor de la masa atómica o molecular expresada en u 1 átomo de S ----- 32 u ---- 32 g/mol 1 molécula de H2O --------- 18 u ------ 18 g/mol 1 mol de S ------------------- 32 gramos 1 mol de H2O -----------------18 gramos - VOLUMEN MOLAR NORMAL DE UN GAS: Es el volumen que ocupa un mol de una sustancia gaseosa. En condiciones normales de P y T, 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 Litros.
- Fórmulas empírica y molecular de un compuesto. Composición centesimal: Indica el tanto por ciento en masa de cada uno de los elementos que integran un compuesto. A partir de la ley de Proust, podemos expresar la composición de una sustancia pura compuesto indicando el porcentaje de la masa molecular que corresponde a cada elemento: Por ejemplo, para el agua, H2O: Masa molecular: 18 u
Fórmula empírica: Indica los elementos que forman un compuesto y en qué proporción se combinan sus átomos, expresada con los números enteros sencillos. Cálculo de la fórmula empírica PASO A PASO: 1. Conociendo el porcentaje de cada elemento en el compuesto y las masas relativas de los elementos podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento del compuesto dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su masa atómica relativa. (calculamos así el porcentaje de átomos en el compuesto). 2. Dividimos el resultado obtenido por el valor más pequeño de todos. (esto nos da la proporción entre los átomos presentes en la fórmula, expresada en números enteros) 3. Y si el resultado no es un número entero, como no podemos tener por ejemplo 0,9 átomos, se multiplican los resultados obtenidos por un número entero 2, 3, 4, etc. Hasta que todos sean números enteros. OJO, TODOS LOS RESULTADOS SE MULTIPLICAN POR EL MISMO NÚMERO ENTERO, ES UNA PROPORCIÓN. Fórmula molecular: Indica los elementos que forman un compuesto y cuántos átomos de cada uno hay en una molécula del compuesto. Cálculo de la fórmula molecular PASO A PASO: 1. Para calcular la fórmula molecular primero hemos de conocer la masa molecular del compuesto. 2. Después aplicamos la siguiente fórmula: masa molecular = masa (fórmula empírica) x n donde n es el número entero por el cual debemos multiplicar la fórmula empírica para obtener la masa molecular.
6. EL ESTADO GASEOSO. 6.1. LEYES DE LOS GASES
A) LEY DE BOYLE-MARIOTTE
A temperatura constante (proceso isotérmico), el producto de la presión que se ejerce sobre una cantidad de gas por el volumen que ocupa este es una constante.
P1.V1 = P2V2 = ... = constante
B) LEY de CHARLES y de GAY-LUSSAC Ley de Charles A presión constante (proceso isobárico), el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
V1/T1 = V2/T2 = ... = constante Ley de Gay-Lussac A volumen constante (proceso isocórico), la presión que ejerce un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
P1/T1 = P2/T2 = ... = constante
La ley completa de los gases
REFUERZO: Un laboratorio online. VER EJEMPLOS Pág 208 del libro RECUERDA Cuando se trabaja con gases: * Las condiciones normales (c.n.) de presión y temperatura son:. T = 0º C = 273,16 K P = 1 atm = 760 mm Hg = 101 325 Pa * En los ejercicios la temperatura debe ir en Kelvin. * Otras equivalencias: 1 Pascal = 1 N/m^2; 1 N.m = 1 J
C) ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
La ecuación de estados de los gases ideales nos permite conocer otras propiedades como la densidad de un gas, su concentración, realizando alguna transformación . Recuerda: - El volumen molar de un gas en c. n. de P y T es 22,4 L
6.2. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES En una mezcla de gases, la presión de parcial de un gas es la que ejercería si ocupase, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la misma temperatura. La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que lo componen aen las mismas condiciones de temperatura.
Se puede demostrar que:
Ptotal = PA + PB + PC + ....
Esta ecuación implica que el comportamiento de cada gas de una mezcla es independiente del de los demás. ACTIVIDADES GASES: - Leyes de los gases: - Ejemplos del libro de texto (6, 7, 8, 9, 10, 11). - ACTIVIDADES; Pág
210: 15 y 16. Pág.
227: 55, 56, 57 y 58. - Pag.226 37 y 40 (Hipótesis de Avogadro).
MEZCLAS HETEROGÉNEAS: - ¿Qué diferencia hay entre coloide, suspensión y emulsión? - Realiza un esquema en el cuaderno del punto 7 del libro. Técnicas de separación ACTIVIDAD TIPO PAU: Una cantidad de dioxígeno ocupa un volumen de 825 mL a 27ºC y una
presión de 0,8 atm. Calcule: a) ¿Cuántos gramos hay en la muestra? b) ¿Qué volumen
ocupará la muestra en condiciones normales? c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay? Sol:
Se denominan propiedades coligativas a las propiedades de las disoluciones que varían dependiendo del número de partículas del soluto. Al añadir soluto a un disolvente puro:
