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UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 1
QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO. ESTUDIOS A DISTANCIA. PROFESOR:
CARLOS MARTÍN ARTEAGA
UNIDAD DIDÁCTICA 0
REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
1ª PARTE: MOLES, GASES Y CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES
Esta parte de la Unidad Didáctica que vas a empezar es esencial
para poder hacer los ejercicios que se te presentan en la materia
de Química. Aunque parte de estos apuntes pertenecen al programa de
primero es importante, en principio, que repases aquellos conceptos
que ya conocías pero conviene que no olvides y que aprendas todos
aquellos que sean nuevos para ti. No obstante los apartados que
aquí tienes desarrollados aparecen también en las programaciones de
2º de Bachillerato, por lo que se consideran igualmente materia del
curso de segundo. De todas formas, vuelvo a insistir, lo importante
es que seas capaz de hacer los ejercicios a la perfección.
1.- MASA MOLECULAR. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL
ESTUDIA / APRENDE
A qué llamamos masa molecular en cada sustancia química.
Cuál es la equivalencia entre gramo y uma.
El significado e importancia que tiene el Número de
Avogadro.
Qué es un mol de una sustancia y cómo se calcula.
Ejercicios de cálculo que relacionan moles y gramos de una
sustancia.
1.1 MASA MOLECULAR:
En una sustancia covalente es la suma de las masas atómicas de
todos los átomos que forman parte de la molécula. Se expresa en
umas.
En un compuesto iónico es la suma de las masas atómicas de los
átomos que forman parte de la fórmula del compuesto (“fórmula
molecular” del compuesto iónico).
En un metal equivale a la masa atómica de ese metal, ya que la
fórmula de la sustancia es el símbolo del elemento metálico.
1.2. NÚMERO DE AVOGADRO:
Llamamos Nº DE AVOGADRO al número que nos relaciona el gramo con
la uma:
1gramo =6,022 x 1023 umas.
Nº de Avogadro =6,022 x 1023
Cuando se trabaja en el laboratorio con las sustancias
trabajamos con cantidades de masa del orden del gramo, por lo que
siempre estaremos cogiendo un número de átomos, iones, moléculas o
“fórmulas moleculares” enormes, superiores al cuatrillón
(1024).
Por ello necesitamos establecer una unidad de medida que nos
permita conocer el número de partículas que tenemos cuando cogemos
una muestra de sustancia de una masa determinada; es decir el
número de átomos, iones, moléculas o “fórmulas moleculares” que
tenemos al coger una cantidad dada de gramos (sin tener
¡lógicamente! que contar una por una cada una de esas
submicroscópicas partículas)
Vamos a introducir esa unidad de medida ayudándonos de un
ejemplo:
Supongamos que tenemos una muestra de hierro y otra de
azufre.
El átomo de hierro tiene una masa de 55,85 umas.
El átomo de azufre tiene una masa inferior, 32,07 umas.
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Es evidente que 1000 átomos de hierro no tienen la misma masa
que 1000 átomos de azufre; una simple multiplicación me dice que la
masa de 1000 átomos de hierro tienen una masa de 55,85 x 1000 umas
= 55850 umas y que la masa de 1000 átomos de azufre tienen una masa
de 32,07 x 1000 umas = 32070 umas.
Tampoco es la misma masa la que tiene una muestra de un millón
(106) de átomos de hierro (55,85 x 106 umas) que un millón de
átomos de azufre (32,07 x 106 umas)
¿Sería la misma masa si cogiéramos 6,022 x 1023 átomos de hierro
o átomos de azufre (es decir el número de Avogadro de átomos de
cada uno de estos elementos)?
¡Es evidente que no!
En el caso del hierro serían 55,85 x 6,022 x 1023 umas.
En el caso del azufre serían 32,07 x 6,022 x 1023 umas.
Pero ya sabemos hacer cambios de unidades, y hemos visto que
6,022 x 1023 umas es lo mismo que 1 gramo.
Luego podemos hacer la sustitución 6,022 x 1023 umas =
1gramo:
Para el hierro:
23 23
23
1gramo55,85 x 6,022 x 10 umas 55,85 x 6,022 x 10 umas = 55,85
gramos
6,022 x 10 umas
¡En 55,85 gramos de hierro hay el número de Avogadro de átomos
de hierro!
Para el azufre:
23 23
23
1gramo32,07 x 6,022 x 10 umas 32,07 x 6,022 x 10 umas = 32,07
gramos
6,022 x 10 umas
¡En 32,07 gramos de azufre hay el número de Avogadro de átomos
de azufre!
Ahora mira bien las cantidades:
¡Siempre que de una sustancia cojo la masa atómica expresada en
gramos estoy cogiendo el mismo número de átomos, el número de
Avogadro de átomos, 6,022x1023!
Teniendo en cuenta que la masa atómica del hidrógeno es 1uma,
que la del oxígeno es 16 umas o que la del plomo es 207,2 umas,
siempre que tengo 1gramo de hidrógeno, 16 gramos de oxígeno ó 207,2
gramos de plomo tendré el mismo número de átomos de estos elementos
: el número de Avogadro.
Lo mismo ocurre para las moléculas de las sustancias
covalentes.
La molécula de agua es H2O y su masa molecular son 18 umas. Si
cojo 18 gramos de agua estaré cogiendo el número de Avogadro de
moléculas de agua.
Y lo mismo para las “fórmula moleculares” de los compuestos
iónicos. La masa molecular de la sal común (NaCl) es 58,44 umas. En
58,44 gramos de NaCl hay el número de Avogadro de “fórmulas”
moleculares de ese compuesto.
1.3. MOL:
UN MOL DE ÁTOMOS DE UN ELEMENTO QUÍMICO es la masa atómica
expresada en gramos.
UN MOL DE UNA SUSTANCIA es la masa molecular expresada en
gramos.
Siempre que tomemos un mol de una sustancia estamos tomando el
número de Avogadro de moléculas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas
(o "fórmulas moleculares" en el caso de compuestos iónicos o de los
metales).
Por lo mismo, si tenemos un mol de átomos de un elemento tenemos
el número de Avogadro de átomos de ese elemento y coincide en masa
con la masa atómica expresada en gramos.
UN MOL ES POR TANTO UN NÚMERO EXACTO DE PARTÍCULAS: EL NÚMERO DE
AVOGADRO.
1.4. CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES EN UNA CANTIDAD DE UNA
SUSTANCIA
Como la masa que corresponde a un mol de una sustancia es igual
al peso molecular de la misma expresada en gramos, el número de
moles que hay en una masa determinada de sustancia se calcula
dividiendo dicha masa entre el valor del peso molecular expresado
en gramos:
ss
m (g)n
P.m.(g)
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EJERCICIOS RESUELTOS: ¿Cuántos moles hay en 100g de H2O? ¿Y
cuántas moléculas de agua? (Masas atómicas: H = 1; O = 16)
Calculamos el peso molecular del agua:
2H O
2 H 2 1 2P.m. 2 16 18
1 O = 1 16=16
De donde:
ss
m (g) gn , moles
P.m.(g) g
1005 55
18
Para calcular el número de moléculas multiplicamos 5,55 por el
número de Avogadro que es el número de moléculas que hay en un mol
de sustancia.
23 245 5 6 022 10 3 312 10 2H O A
Moléculas de agua: n N , , , moléculas de agua
¿Cuántos moles hay en 50 cm3 de etanol (C2H6O) a 25ºC? La
densidad del etanol a 25ºC es 0,78 g/cm3. (Masas atómicas: C = 12;
H = 1; O = 16)
Necesitamos conocer los gramos de etanol que hay en 50cm3. Como
conocemos la densidad:
3
3
m gd m d V 0,78 50cm 39,0g
V cm
Calculamos ahora el peso molecular del etanol:
2 6C H O
2 C = 2 12=24
6 H 6 1 6 P.m. 24 6 16 46
1 O = 1 16=16
De donde:
ss
m (g) gn , moles
P.m.(g) g
390 85
46
Calcula los átomos de H y de S existentes en 10,5 gramos de
sulfuro de hidrógeno. (Masas atómicas: H = 1; S = 32)
Determinamos en primer lugar el número de moles que suponen los
10,5 gramos de sulfuro de hidrógeno (H2S). A continuación,
observando la fórmula molecular, vemos que el número de moles de
átomos de H es igual al número de moles de sulfuro de hidrógeno
multiplicado por 2 y que el número de moles de átomos de azufre
coincide con el número de moles de sulfuro de hidrógeno. Por último
los dos valores encontrados los multiplicamos por el número de
Avogadro que es el número de átomos que hay en un mol de
sustancia.
Para saber el número de moles de sulfuro de hidrógeno,
calculamos la masa molecular del mismo:
2H S
2 H 2 1 2P.m. 2 32 34
1 S = 1 32=32
Calculamos el número de moles:
10 50 31
34 ss
m (g) , gn , moles
P.m.(g) g
Determinamos los moles de átomos de hidrógeno y de azufre y de
ahí el número de átomos de los mismos:
23 230 62 6 022 10 10
A
Moles de hidrógeno = 2 moles de sulfuro de hidrógeno = 2 0,31 =
0,62
Átomos de hidrógeno = moles de hidrógeno N , , =3,734 átomos de
hidrógeno
23 230 31 6 022 10 10 A
Moles de átomos de azufre = moles de sulfuro de hidrógeno =
0,31
Átomos de azufre = moles de azufre N , , =1,867 átomos de
azufre
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Se tiene una muestra de 2,5 mol de agua. Calcula:
a) La cantidad de agua en gramos. b) El número de moléculas de
agua y de átomos de H y de O. (Masas atómicas: H = 1; O = 16)
a) Hallamos la masa molecular de agua:
2H O
2 H 2 1 2P.m. 2 16 18
1 O = 1 16=16
Calculamos los gramos de agua que corresponden a los 2,5
moles:
ss s s
m (g)n m (g) n P.m.(g) , g de agua
P.m.(g) 2 5 18 45
b) Sabemos que en un mol hay el número de Avogadro de
moléculas:
2H O AMoléculas de agua: n N , , , moléculas de agua 23 242 5 6
022 10 1 505 10
Como cada molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de
oxígeno, tendremos: 24 24
24
2 1 505 10 10
1 505 10
2
2
H O A
H O A
Átomos de hidrógeno = 2 nº de moléculas de agua n N , = 3,01
átomos de hidrógeno
Átomos de oxígeno = nº de moléculas de agua n N , átomos de
oxígeno
CONTESTA Y REPASA
¿Tiene la misma masa las moléculas de todos los compuestos?
¿Tienen la misma masa mil moléculas de diferentes compuestos? ¿Y un
millón? ¿Por qué se introduce por tanto el concepto de mol? ¿Cómo
definirías el concepto de mol?
¿Cuántos átomos hay en 2 moles de carbono? ¿Cuántas moléculas
hay en 50 gramos de ácido sulfúrico?
Calcula la masa de un mol de: Agua, Oxígeno y Sulfato de
aluminio Al2(SO4)3. ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay
en cada caso?
Calcula el número de moles de las siguientes cantidades de masa:
36 g de Carbono ; 112 gramos de hierro ; 197 gramos de fosfato de
cobre(II) Cu3(PO4)2
¿Cuántas moléculas hay en 50 gramos de ácido sulfúrico? ¿Y en
500mL de agua?
Calcula la masa de: a) Un mol de: Cloruro de calcio, hidróxido
de magnesio y permanganato de amonio; b) 0,5 moles y de 3,22 moles
en las dos primeras sustancias que aparecen en el apartado
anterior; c) ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay en
cada caso? Datos: Ar (H) = 1; Ar (O) = 16; Ar(N) = 14,01; Ar(Ca) =
40.08; Ar(Cl) = 35,45; Ar(Mg) = 24,31; Ar(Mn) = 54,94.
2.- MOLES DE GASES
ESTUDIA / APRENDE
Las unidades de presión más utilizadas y la equivalencia entre
ellas.
A qué llamamos condiciones normales y condiciones estándar de
presión y temperatura en
un gas.
Qué volumen ocupa 1 mol de un gas en condiciones normales y en
condiciones estándar.
La fórmula de los gases perfectos que relaciona presión,
volumen, número de moles y
temperatura de un gas.
2.1. LAS UNIDADES DE PRESIÓN:
La PRESIÓN es la fuerza que se aplica en cada unidad de
superficie.
Teniendo en cuenta su definición, su unidad en el S.I. es el
N/m2, cuyo nombre es el PASCAL (Pa).
FUERZAPRESIÓN=
SUPERFICIE
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1Pa = 1N/1m2
Un PASCAL será, por consiguiente, la presión que se ejerce
cuando aplicamos una fuerza de un Newton sobre una superficie de un
metro cuadrado.
El Pascal es una unidad de presión cuyo valor es muy pequeño.
Por ello se suelen utilizar dos múltiplos de
dicha unidad: el bar y el milibar.
1 bar = 100.000 Pascales = 105Pa
1 milibar (mb) = 0,001bares = 10–3 bares = 100 Pascales.
Al valor de la presión atmosférica cuando ésta es la misma que
la presión ejercida por la columna de mercurio de 760 mm se le
llama ATMÓSFERA y se utiliza como unidad de presión. También se
utiliza el mm de mercurio, de modo que una atmósfera es igual a
760mm de mercurio.
Un mm de mercurio es la presión que ejerce sobre su fondo una
columna de mercurio sobre la que se ha hecho el vacío y cuya altura
es de 1mm.
Una atmósfera es la presión que ejerce sobre su fondo una
columna de mercurio de 760 mm de altura. 1 atmósfera = 760 mm de
Hg
Las equivalencias entre estas dos nuevas unidades de presión y
la estudiadas anteriormente son las
siguientes:
1atmósfera = 1,013 bares = 1013 milibares.
2.2. VOLUMEN OCUPADO POR UN GAS EN CONDICIONES NORMALES Y EN
CONDICIONES ESTÁNDAR:
Para todos los gases se cumple que 22,4 litros de cualquiera de
ellos, medidos en las llamadas condiciones normales de presión y
temperatura (1 atmósfera de presión y 0ºC de temperatura) contienen
siempre 6,022 x 1023 moléculas; o lo que es lo mismo:
Un mol de un gas medido en condiciones normales ocupa siempre un
volumen de 22,4 litros.
Para todos los gases se cumple que 22,7 litros de cualquiera de
ellos, medidos en las llamadas condiciones estándar de presión y
temperatura (105 pascales de presión y 0ºC de temperatura)
contienen siempre 6,022 x 1023 moléculas; o lo que es lo mismo:
Un mol de un gas medido en condiciones estándar ocupa siempre un
volumen de 22,7 litros.
Este hecho se cumple para todos los gases. Evidentemente el
volumen del gas será diferente si se modifica la presión o la
temperatura (recuerda la ley de los gases perfectos que relacionaba
estas magnitudes).
Para calcular alguna de estas magnitudes conociendo las otras
existe una fórmula que se deduce de la ecuación de los gases
perfectos y de la ley establecida en este apartado y que relaciona
número de moles de un gas, volumen que ocupan, temperatura y
presión a la que se encuentra:
Donde P es la presión medida en atmósferas. V el volumen medido
en litros. n el número de moles del gas. T la temperatura medida en
grados Kelvin y R es la constante de los gases perfectos cuyo valor
queda indicado a continuación:
EJERCICIOS RESUELTOS: ¿Cuántos moles hay en 20,1 dm3 de etano
gaseoso (C2H6) medidos en condiciones estándar? ¿Cuántos
gramos de etano son? (Masas atómicas: C = 12; H = 1)
Sabiendo que un mol de un gas ocupa 22,7L en condiciones
estándar, lo único que tenemos que determinar
es la relación existente entre ambos volúmenes:
atm LR=0,082
nºmoles Kelvin
P V = n R T
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UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
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3
3
m
V 20,1dmn 0,885 moles de etano.
V 22,7dm
Para calcular los gramos de etano, calculamos primero su peso
molecular:
2 6C H
2 C = 2 12=24P.m. 24 6 30
6 H 6 1 6
De donde:
ss s s
m (g)n m (g) n P.m.(g) , , g
P.m.(g) 0 885 30 26 55
Calcula:
a) El volumen que ocupan 0,4 moles de amoniaco (NH3) en
condiciones normales;
b) el número de moléculas de amoniaco que hay en esos 0,4
moles;
c) la masa de esos 0,4 moles.
Datos: Ar (N) = 14,01; Ar (H) = 1
a) 1 mol de un gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros;
como en este caso tenemos 0,4 moles:
V0,4moles = 0,4 moles · 22,4 litros/mol = 8,96 litros
b) Nº de moléculas = n x NA = 0,4 x 6,0221023 =
2,4091023moléculas.
c) NH3
1 N = 14,01
3 H = 3 x 1 = 3
M (NH3) = 17,01 1 mol de NH3 = 17,01 gramos
mn=
M m = n · M = 0,4 · 17,01 = 6,80 gramos
Calcula la presión en atmósferas que ejercen 4,20 g de dióxido
de carbono contenidos en un recipiente de
2 L a 18ºC
Hallamos la masa molecular del CO2:
1 C 1 12 12P.m. 12 32 44
2 O = 2 16=32
ss
m (g) , gn , moles
P.m.(g) g
4 200 0954
44
nRT 0,0954 0,082 291PV nRT P 1,14atm
V 2
Un recipiente de 50L de capacidad contiene 400g de CO2 a 25ºC.
Calcula la presión que ejerce el gas sobre
las paredes del recipiente.
CONTESTA Y REPASA
¿Cuántos moles son 60 gramos de O2? ¿Qué volumen ocupan en
condiciones normales? ¿Qué volumen ocupan en condiciones
estándar?
¿Cuántos moles hay en 540cc de gas CO2 medidos en condiciones
normales?
Calcula el volumen que ocupan 0,19 moles de un gas si la
temperatura es de 1250C y la presión de 1,5 atmósferas.
Calcula la presión en atmósferas que ejercen 7,20 g de helio
contenidos en un recipiente de 1,5 L a 200C
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UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
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3.- DISOLUCIONES. CARACTERÍSTICAS GENERALES
ESTUDIA / APRENDE
Qué es una disolución
Cómo llamamos a los componentes de una disolución.
Ejemplos de disoluciones acuosas,
Porqué son tan importantes las disoluciones
3.1. CONCEPTO DE DISOLUCIÓN
DISOLUCIÓN es una mezcla homogénea formada por dos o más
sustancias.
Por el hecho de ser homogénea, una disolución tiene la misma
composición y propiedades en todos sus puntos.
3.2. COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN.
En el caso más general que se presenta en laboratorio que es el
de las disoluciones formadas por dos componentes (disoluciones
binarias), estos componentes reciben los nombres de SOLUTO Y
DISOLVENTE.
En el caso de que uno de los componentes cambie de estado de
agregación, a éste se le considera como soluto y al otro como
disolvente. Cuando ninguno de los dos cambia de estado (como sucede
en las disoluciones entre líquidos o entre gases) se llama
disolvente al componente que se encuentra en mayor cantidad y
soluto al de menor cantidad.
3.3. TIPOS DE DISOLUCIONES.
Las más importantes son las disoluciones líquidas, es decir
aquellas en las que el disolvente es un líquido, en especial en las
que el disolvente es el agua (DISOLUCIONES ACUOSAS) y que son sobre
las que vamos a centrar el tema. No obstante, existen también otros
disolventes líquidos, como el benceno, aguarrás, alcohol etílico,
éter dietílico, disulfuro de carbono, cloroformo, etc.
Ejemplos de disoluciones acuosas: Con soluto gaseoso: amoniaco
en agua.
Con soluto líquido: alcohol en agua.
Con soluto sólido: azúcar en agua.
3.4. IMPORTANCIA PRÁCTICA DE LAS DISOLUCIONES.
La importancia de las disoluciones es extraordinaria en todos
los aspectos, pues la mayor parte de los procesos químicos que
tienen lugar, tanto en los seres vivos como en la industria y en el
laboratorio, se producen entre sustancias disueltas.
Además podemos observar ejemplos de disoluciones que nos pueden
dar una idea acerca de la importancia de éstas:
La atmósfera, sin la cual no podríamos vivir, es una disolución
de gases.
El agua, tanto la del mar como la de los ríos, o la potable que
utilizamos en nuestra alimentación, no es sino una disolución
acuosa de distintas sales y gases.
El petróleo, mineral fósil de gran interés energético y
tecnológico, es una disolución de hidrocarburos gaseosos y sólidos
en otros hidrocarburos líquidos.
La digestión de los alimentos consiste en un proceso de
solubilización, que permite que luego puedan pasar a las distintas
células del organismo.
La absorción por las plantas, a través de sus raíces, de los
alimentos del suelo requiere su previa disolución en el agua.
El plasma sanguíneo es una disolución acuosa de una gran
cantidad de sustancias
En alimentación añadimos sal al agua para condimentación o
azúcar a los líquidos para edulcorarlos.
CONTESTA Y REPASA
¿Cuál es el soluto y el disolvente en una disolución de sal
común en agua? ¿Y en una disolución de alcohol y agua?
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4.- CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES
ESTUDIA / APRENDE
A qué llamamos disolución diluida y disolución concentrada.
Las fórmulas que nos permiten calcular las concentraciones de
las disoluciones expresadas
en gramos/litro, % en peso, % en volumen, molaridad, fracción
molar y molalidad.
Resolución de problemas de disoluciones.
Para identificar plenamente una disolución, no sólo hay que
identificar la naturaleza del soluto y del disolvente, sino la
proporción relativa en que intervienen en la disolución. Dicha
proporción se puede expresar de forma cualitativa mediante términos
bastante imprecisos, o de forma cuantitativa de manera que sepamos
las cantidades exactas de los componentes.
EXPRESIÓN CUALITATIVA DE LA PROPORCIÓN DE SOLUTO Y
DISOLVENTE.
- Cuando una disolución contiene una pequeña cantidad de soluto
disuelto decimos que es una DISOLUCIÓN DILUIDA.
- Cuando la disolución contiene mucho soluto decimos que es una
DISOLUCIÓN CONCENTRADA.
Estos dos conceptos (diluida y concentrada) son bastante
imprecisos porque no cuantifican la composición de la
disolución.
EXPRESIÓN CUANTITATIVA DE DICHA PROPORCIÓN. CONCENTRACIÓN.
Para un químico es muy importante conocer las cantidades de
soluto y disolvente que intervienen en una disolución
determinada.
CONCENTRACIÓN de una disolución es la cantidad de soluto
disuelto en una cierta cantidad de disolvente o de disolución.
La concentración de una disolución se puede expresar de varias
formas diferentes, entre las que tenemos:
a) COMPOSICIÓN CENTESIMAL EN MASA TANTO POR CIENTO EN PESO
Es la masa de soluto expresada en gramos que hay en 100 gramos
de disolución.
soluto
disolución
m (gramos)% en peso= ×100
m (gramos)
Así, una disolución acuosa de cloruro de sodio al 6% en peso
significa que tenemos disueltos 6 gramos de cloruro de sodio en
cada 100 gramos de disolución; o lo que es lo mismo, cada 100
gramos de disolución está compuesto por 6 gramos de cloruro de
sodio y 94 gramos de agua.
b) COMPOSICIÓN CENTESIMAL O TANTO POR CIENTO EN VOLUMEN
Es el volumen de soluto expresado en mililitros que hay en 100
mililitros de disolución.
soluto
disolución
V (mL)% en volumen= ×100
V (mL)
Así, una disolución acuosa de alcohol etílico al 12% en volumen
significa que tenemos disueltos 12 mililitros de alcohol etílico en
cada 100 mililitros de disolución; o lo que es lo mismo, cada 100
mililitros de disolución está compuesto por 12 mililitros de
alcohol etílico y 88 mililitros de agua.
c) GRAMOS POR LITRO
Es la masa de soluto, expresada en gramos, que hay disuelta en
cada litro de disolución.
soluto
disolución
m (gramos)g
L V (litros)
Así, una disolución de sulfato de cobre(II) de 20 g/L de
concentración, nos indica que en cada litro de disolución habrá
disueltos 20 gramos de sulfato de cobre(II).
En algunas ocasiones encontraremos en los laboratorios
disoluciones dadas en g/dL (recuerda que 1litro = 10
decilitros)
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UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 9
d) MOLARIDAD
Es el número de moles de soluto disuelto en cada litro de
disolución. Para expresar la molaridad de una disolución se escribe
la letra M tras el número indicativo.
Si tenemos una disolución 0,1M de ácido sulfúrico, significa que
en un litro de esa disolución habrá 0,1 moles de dicho ácido.
FRACCIÓN MOLAR DE CADA COMPONENTE EN UNA DISOLUCIÓN: equivale al
número de moles del componente que hay en cada mol de la mezcla
(tanto por uno).
ii
T
n
n
e) MOLALIDAD
Es el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de
disolvente. Para expresar la molalidad de una disolución se escribe
la letra m tras el número indicativo.
EJERCICIOS RESUELTOS
Se disuelven 25 gramos de ácido fosfórico en 200cc de agua.
¿Cuál es su concentración en “% en peso”? DATOS: ms = 25g
VH2O = 200cc
dH2O= 1g/cc = 1kg/L
dH2O= mH2O/VH2O mH2O = dH2O x VH2O = 1g/cc x 200cc = 200g
md = 25g + 200g = 225g
En una botella de cerveza de 250mL se lee que su graduación en
alcohol es de 6º. ¿Qué volumen de alcohol hay en la botella? NOTA:
Los grados de alcohol de una bebida equivalen al % en volumen.
DATOS: VDISOLUCIÓN = 250mL
% en VOL= 6%
En un matraz aforado de 250 ml se han disuelto 30g de glucosa
(C6H12O6) y se ha obtenido, añadiendo agua, 250mL de disolución.
¿Cuál es su concentración en g/L y en molaridad? (Masas atómicas: C
= 12; H = 1; O = 16)
DATOS: Soluto Glucosa: C6H12O6
ms: 30g
Vd: 250 mL = 0,25 L
a) soluto
disolución
m (gramos)g g g
L V (litros) , L L
30120
0 25
b)
s
d
m% en peso =
m100
s
d
m g% en peso = , %
m g
25100 100 11 11
225
s
d
V% en volumen =
V100
ds
%volumen V mLV = mL
100
6 25015
100
disolución
nº moles de solutoM
V (litros)
s
disolución
nº moles de soluto (n )M
V (litros)
disolvente
nº moles de solutom
m (kg)
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 10
ss
m (g) gn , moles
P.m.(g) g
300 167
180 s
d
n molesM , M
V (L) 0,25L
01670 668
Se quieren preparar 250cc de una disolución 0,25M de yoduro de
plomo(II). ¿Cómo lo haremos?
(Masas atómicas: Pb = 207,2; I = 126,9)
DATOS: Soluto: PbI2
Vd = 250cc = 0,25 L
[M] = 0,25M
ss d
d
nM n M V (L)
V (L)
ns = 0,25M x 0,25 L = 0,0625 moles
Esto significa que debemos coger 0,0625 moles de yoduro de
plomo(II).
Vamos a calcular cuántos gramos son esos 0,0625 moles
P.m. PbI2: 1Pb = 207,2
2 I = 2x126,9 P.m.= 461,0 ; 1mol PbI2 = 461,0g
ss s s
m (g)n m (g) n P.m.(g) , , , g
P.m.(g) 0 0625 461 0 28 81
Cogeríamos 28,81g de PbI2 y lo disolveríamos dentro de un matraz
erlenmeyer en algo menos de
250cc de agua; lo pasaríamos todo a un matraz aforado de 250cc y
completaríamos con agua hasta el
aforo del cuello del matraz por medio de una pipeta.
Tenemos una disolución de sulfato de cobre(II) en agua cuya
concentración es 87,84g/L ¿Cuál es su molaridad? (Masas atómicas:
Cu = 63,5; S = 32; O = 16)
DATOS: Soluto: CuSO4
g/L = 87,84 g/L 87,84 g/L: Significa que en un litro de
disolución (Vd = 1L.) hay 87,84g de soluto (ms = 87,84g) Tenemos
que calcular el número de moles de CuSO4 que corresponden a esos
87,84g.
P.m. CuSO4: 1 Cu = 63,5
1 S = 32 P.m.= 159,5 ; 1mol CuSO4= 159,5g 4 O = 16x4 = 64
ss 4
m (g) , gn , moles de CuSO
P.m.(g) , g
87 840 55
159 5
Luego en un litro de disolución habrá 0,55 moles de soluto.
s
d
n , molesM , M
V (L) 1 L
0 550 55
Hemos preparado una disolución de ácido sulfúrico en agua
añadiendo 19,6g del ácido sobre el agua completando un volumen de
500cc. ¿Cuál es su molaridad? (Masas atómicas: H = 1; S = 32; O =
16)
DATOS: Soluto: H2SO4 En 0,5 litros de disolución (Vd = 0.5L) hay
19,6g de soluto (ms = 19,6g)
Tenemos que calcular el número de moles de H2SO4 que
corresponden a esos 19,6g.
P.m. H2SO4: 2 H = 2x1= 2
1 S = 32 P.m. = 98 ; 1mol H2SO4= 98g 4 O = 16x4 = 64
6 12 6
6 12 6
P.m. C H O :
6 C = 12 x 6 = 72
12 H = 1 x 12 = 12 P.m. = 180 luego 1mol de C H O = 180g
6 O = 16 x 6 = 96
ssm (g)
nP.m.(g)
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 11
ss 2 4
m (g) , gn , moles de H SO
P.m. (g) g
19 60 2
98
Luego en medio litro de disolución habrá 0,2 moles de
soluto.
s
d
n , molesM , M
V (L) 0,5 L
0 20 4
Tenemos una disolución de nitrato de plata en agua 0,074M. Nos
piden que cojamos un volumen de disolución tal que en él haya
disueltos 3g de soluto ¿Qué volumen debemos coger? (Masas atómicas:
Ag = 107,9; N = 14; O = 16)
DATOS: Soluto: AgNO3 [M] = 0,074M. ms = 3g
Tenemos que calcular el número de moles de AgNO3 que
corresponden a esos 3g. P.m. AgNO3: 1 Ag = 107,9
1 N = 14 P.m.= 169,9 ; 1mol AgNO3 = 169,9g 3 O = 16x3 = 48
ss 3
m (g) gn , moles de AgNO
P.m. (g) , g
30 018
169 9
s sd
d
n n ,M V (L) , L
V (L) M ,
0 0180 243
0 074
Tenemos una disolución de sulfato de cobre(II) en agua de 7,2%
en masa y cuya densidad es de 1,22 g/cc. ¿Cuál es su molaridad?
(Masas atómicas: Cu = 63,5; S = 32; O = 16)
DATOS: Soluto: CuSO4 % en masa = 7,2%. d= 1,22g/cc =
1,22kg/L
d dm kg
d= =1,22 En 1 litro de disolución (V =1 litro) hay 1,22kg de
masa (m = 1,22kg = 1220g)V L
s ds 4
d
m % en masa m 7,2×1220g% en masa = × 100 m (g) = 87,84g de
CuSO
m 100 100
Significa que en un litro de disolución (Vd = 1L) hay 87,84g de
soluto (ms = 87,84g)
Tenemos que calcular el número de moles de CuSO4 que
corresponden a esos 87,84g.
P.m. CuSO4: 1 Cu = 63,5
1 S = 32 P.m. = 63,5 + 32 = 159,5 1mol CuSO4= 159,5g
4 O = 16x4 = 64
ss 4
m 87,84gn = = = 0,55 moles de CuSO
P.m.(g) 159,5
Luego en un litro de disolución habrá 0,55 moles de soluto.
Calculamos la molaridad:
Tenemos una disolución de ácido sulfúrico en agua de 3,5% en
peso y cuya densidad es de 1.12 kg/L . ¿Cuál es su molaridad?
(Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16)
DATOS: Soluto: H2SO4 % en peso = 3,5%. d= 1,12kg/L
d dm kg
d= =1,12 En 1 litro de disolución (V =1 litro) hay 1,12kg de
masa (m = 1,12kg)V L
s ds 2 4
d
m % en masa m 3,5×1120g% en masa = × 100 m (g) = 39,2g de H
SO
m 100 100
sd
n 0,55M = = = 0,55M
V (L) 1
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 12
Significa que en un litro de disolución (Vd = 1L) hay 39,2g de
soluto (ms = 39,2g)
Tenemos que calcular el número de moles de H2SO4 que
corresponden a esos 39,2g.
P.m. H2SO4: 2 H = 2x1= 2
1 S = 32 P.m. = 98 ; 1mol H2SO4= 98g
4 O = 16x4 = 64
ss 2 4
m 39,2gn = = = 0,4 moles de H SO
P.m.(g) 98
Luego en un litro de disolución habrá 0,4 moles de soluto.
Calculamos la molaridad:
Admitiendo que la composición en masa del aire es: 75,45% de
nitrógeno, 23,18% de oxígeno; 1,32% de argón y 0,05% de dióxido de
carbono, calcula la fracción molar de cada uno de los componentes
del aire.
Datos: Ar(N) = 14; Ar(O) = 16; Ar(Ar) = 40; Ar(C) = 12.
El aire es una mezcla homogénea de los gases que indica el
enunciado. Para calcular la fracción molar de cada uno de ellos
utilizamos la expresión:
ii
T
n
n
Vamos a calcular el número de moles de cada de cada componente
en 100 gramos de aire:
El nitrógeno forma moléculas diatómicas, N2, por lo que P.m.
(N2) = 28; en 100g de aire hay 75,45g de N2:
s 275,45
n = 2,695 moles de N28
Para el oxígeno, O2: P.m. (O2) = 32; en 100g de aire hay 23,18g
de O2:
s 223,18
n = 0,724 moles de O32
El Argon es un gas noble y está en forma atómica (Ar): P.m. =
40; en 100g de aire hay 1,32g de Ar:
s1,32
n = 0,033 moles de Ar40
Para el CO2, el peso molecular es igual a 12+16·2 = 44; en 100g
de aire hay 0,05g de CO2:
s 20,05
n = 0,00136 moles de CO44
El número de moles totales que hay en 100g de aire es la suma de
moles calculadas:
nT= 2,695 + 0,724 + 0,033 + 0,00136 = 3,45336
Las fracciones molares de cada sustancia serán:
2
2,6950,7804
3, 45336 N
2
0,7240, 2097
3, 45336 O
0,0330,0096
3, 45336 Ar
2
0,001360,0004
3, 45336 CO
sd
n 0,4M = = = 0,4M
V (L) 1
ss
mn =
P.m.(g)
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 13
A un matraz Erlenmeyer que contiene 250mL de agua se le añaden
25,0 g de nitrato de sodio, NaNO3. Calcula la molalidad.
Datos: Ar(N) = 14; Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23.
Hallamos la masa molecular del NaNO3:
1 Na 1 23 23
1 N = 1 14 = 14 P.m. 23 14 48 85
3 O = 3 16 = 48
Calculamos el número de moles de NaNO3:
25 00 29
85 ss
m (g) , gn , moles
P.m.(g) g
Los 0,29 moles se van a disolver en 250mL de agua, es decir, en
250 gramos de agua (densidad del agua 1
g/mL). Por tanto la molalidad de la disolución será:
0 291 16 1 16
0 250
s
disolvente
nº moles de soluto (n ) , mol molm , , m
m (kg) , kg kg
CONTESTA Y REPASA
Se disuelven 57 gramos de sulfato de cobre(II) en 300mL de agua.
¿Cuál es su concentración en “% en peso”?
En un matraz aforado de 500 ml se han disuelto 35g de cloruro de
magnesio y se ha obtenido, añadiendo agua, 500ml de disolución.
¿Cuál es su concentración en g/L y en molaridad?
Se disuelven 4g de hidróxido de potasio en 20g de agua. ¿Cuál es
la composición centesimal (% en peso) de la disolución?
¿Qué volumen de etanol hay en 300mL de una disolución de etanol
en agua al 12,5% en volumen? Determina la fracción molar de alcohol
y la de agua en la disolución. (Densidad del agua: 1kg/L; densidad
del etanol: 0,78kg/L).
¿Cuál es la masa de sacarosa (C12H22O11) que se ha de disolver
en agua para preparar 400ml de una disolución 0,75M?
Se quieren preparar 250cc de una disolución 0,5M de yoduro de
potasio. ¿Cómo lo haremos?
Tenemos una disolución 0,75M de sulfato de cobre (II). Nos piden
que tomemos 1,25 moles de dicha sustancia. ¿Qué volumen de
disolución tendremos que coger?
Se quieren preparar 200cc de una disolución 0,75M de cloruro de
cobre(II). ¿Cómo lo haremos? ¿Cuál será su concentración expresada
en g/L?
Tenemos una disolución de nitrato de plata en agua de 1,2% en
peso y cuya densidad es de 1,05 g/cc ¿Cuál es su molaridad?
Calcula la molalidad y la fracción molar de una disolución
formada por 2 gramos de etanol (C2H6O) y 90 gramos de agua.
Calcula la molaridad y la molalidad de una disolución que
resulta de mezclar 1 gramo de sulfato de sodio y 500 gramos de agua
(Supón que la densidad de la disolución final es la del agua)
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 14
5.- DISOLUCIONES MOLECULARES E IÓNICAS.
SOLUBILIDAD.
ESTUDIA / APRENDE
A distinguir entre disoluciones moleculares e iónicas.
El concepto de electrolito.
El concepto de solubilidad.
La realización de curvas de solubilidad, su interpretación y su
manejo.
a) DISOLUCIONES MOLECULARES E IÓNICAS
Cuando el soluto es un sólido cristalino (compuesto iónico), al
disolverse se va desmoronando la red iónica
debido a que las moléculas del disolvente van "rodeando" a cada
ion, "atrapándolo" y separándolo del
resto de iones, manteniéndose de esta manera en la disolución.
Una disolución de un compuesto iónico
está, pues, formada por las moléculas del disolvente más los
aniones y cationes que formaban parte de la
red iónica de dicho compuesto. Es una DISOLUCIÓN IÓNICA.
Si el soluto es un compuesto covalente, las moléculas de dicho
compuesto se mezclan con las del
disolvente. Es una DISOLUCIÓN MOLECULAR.
En algunas ocasiones, cuando existe algún enlace fuertemente
heteropolar en la molécula del soluto
covalente, esta molécula se parte en iones al disolverse,
quedándose los electrones del enlace en el
elemento más electronegativo (es el caso de los ÁCIDOS). En este
caso la disolución es también IÓNICA,
aunque esto no signifique que sean todas las moléculas las que
se rompan.
Mientras que las disoluciones moleculares no conducen la
electricidad, las disoluciones iónicas sí lo hacen.
Llamamos ELECTROLITOS a los solutos que producen iones al
disolverse.
b) DISOLUCIONES SATURADAS. SOLUBILIDAD.
Se llama disolución SATURADA a aquella que no admite más
cantidad de soluto.
Antes de alcanzar ese límite, se dice que tenemos una disolución
no-saturada.
Si calculamos la concentración de la disolución saturada de una
cierta sustancia a una temperatura
determinada, encontramos siempre el mismo valor. Dicha
concentración recibe el nombre de
SOLUBILIDAD.
SOLUBILIDAD de una sustancia en un determinado disolvente es la
CONCENTRACIÓN de su disolución
SATURADA.
Normalmente la solubilidad suele expresarse en tanto por ciento
en peso.
En general, la solubilidad de los sólidos en los líquidos
aumenta con la temperatura. Si representamos
gráficamente en un sistema de ejes coordenados las
solubilidades de distintas sustancias a diferentes
temperaturas, siempre a la presión atmosférica, se
obtienen unas curvas llamadas curvas de solubilidad.
CURVA DE SOLUBILIDAD de una sustancia en un
disolvente es la representación gráfica de la solubilidad
de dicha sustancia en función de la temperatura, a la
presión atmosférica.
Figura: Curvas de solubilidad de diferentes sustancias.
Cada sustancia pura tiene una curva de
solubilidad característica que nos permite
identificarla.
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 15
Decimos que una sustancia es SOLUBLE en un determinado
disolvente cundo se disuelve en dicho
disolvente en mayor o menor proporción. Aquellas otras que se
disuelven de una manera imperceptible, se
consideran como INSOLUBLES.
Con objeto de establecer un límite de separación, aunque sólo
sea aproximado, entre ambos tipos de
sustancias, se consideran insolubles en un disolvente aquellas
que se disuelven menos de 0,1 gramos en
100 gramos de disolvente.
Sucede en ocasiones que, al enfriar lentamente y en completo
reposo una disolución saturada, y disminuir,
por consiguiente, la solubilidad, el exceso de soluto disuelto
no se deposita en el fondo, sino que
permanece la disolución transparente. En estos casos, la
disolución que se obtiene tiene una concentración
mayor que la que corresponde a la saturación. Dicha disolución
recibe el nombre de SOBRESATURADA y es,
por completo, inestable: basta agitar, esperar a que caiga algo
de polvo de la atmósfera, o bien añadir un
pequeño cristal de soluto para que inmediatamente todo el soluto
disuelto en exceso precipite
bruscamente.
CONTESTA Y REPASA
¿Cuáles de estas sustancias son electrolitos: NaCl, Cl2, Na,
HCl, H2SO4, O2? ¿Por qué?
¿Cuándo decimos que una disolución está saturada? ¿Qué es la
solubilidad de un soluto en un disolvente?
¿Qué masa de cristales de clorato de sodio precipitará si una
disolución saturada en 100 gramos de agua se enfría de 200C a 00C?
Explícalo. (Ayúdate de las curvas de solubilidad que aparecen en el
apartado).
6.- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES
ESTUDIA / APRENDE
Qué son y qué caracteriza a todas las propiedades
coligativas.
Ejercicios de cálculo de descenso crioscópico y ascenso
ebulloscópico.
El concepto de presión osmótica.
La explicación del fenómeno de la ósmosis y los conceptos de
disolución hipotónica,
isotónica e hipertónica.
Hay algunas propiedades del disolvente que se modifican al
añadir un soluto y que no dependen de la
naturaleza del soluto, sino de la concentración de la
disolución. Dichas propiedades reciben el nombre de
PROPIEDADES COLIGATIVAS.
Las propiedades coligativas más importantes son: el punto de
ebullición, el punto de congelación, la presión
osmótica y la presión de vapor. Nosotros vamos a estudiar la
variación en las tres primeras.
a) CRIOSCOPÍA Y EBULLOSCOPÍA.
El punto de congelación y el punto de ebullición de una
disolución son diferentes de los del disolvente puro.
Estos fenómenos de variación de estas temperaturas se denominan
respectivamente crioscopía y
ebulloscopía.
- CRIOSCOPÍA es el descenso que se produce en el punto de
congelación de una disolución con respecto al
disolvente puro.
Así, el punto de congelación del agua pura a la presión
atmosférica es 00C, pero basta añadirle una pequeña
cantidad de soluto para que congele a temperaturas
inferiores.
Este descenso en el punto de congelación se denomina DESCENSO
CRIOSCÓPICO y es directamente
proporcional a la concentración de soluto en la disolución e
independiente del tipo de soluto.
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 16
f cT K m
En donde Tf es el descenso que experimenta la temperatura de
fusión, Kc es la constante crioscópica que
depende únicamente del tipo de disolvente (no del soluto) y m la
molalidad de la disolución
- EBULLOSCOPÍA es el aumento que se produce en el punto de
ebullición de una disolución con respecto al
disolvente puro.
El agua pura a la presión atmosférica hierve a 100ºC, pero basta
con añadirle una pequeña cantidad de
soluto para que hierva a temperaturas superiores a la
anterior.
Este aumento en el punto de ebullición se denomina AUMENTO
EBULLOSCÓPICO y también es
directamente proporcional a la concentración de soluto en la
disolución e independiente del tipo de soluto.
e eT K m
En donde Te es el ascenso que experimenta la temperatura de
ebullición, Ke es la constante ebulloscópica
que depende únicamente del tipo de disolvente (no del soluto) y
m la molalidad de la disolución
EJERCICIOS RESUELTOS
Calcula la temperatura de congelación y de ebullición de una
disolución acuosa preparada con 500 gramos de agua y 20 gramos de
glucosa (C6 H12 O6).
Datos: Kc del agua = 1,86 0C · mol–1 · kg; Ke del agua = 0,52 0C
· mol–1 · kg
Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Calculamos el peso molecular de la glucosa:
6 12 6C H O
6 C = 6 12 =72
12 H 12 1 12 P.m. 72 12 96 180
6 O = 6 16 =96
De donde: 20
0 111180
ss
m (g) gn , moles
P.m.(g) g
Esta cantidad está en 0,5 kg de agua, por lo que la molalidad
será:
s
disolv
n 0,111 molm 0,222
m (kg) 0,5 kg
El descenso crioscópico es:
1 1
f cT K m 1,86 ºC mol kg 0,222 mol kg 0,41ºC
Y el punto de congelación:
tc = 0 – 0,41 = –0,410C
El ascenso ebulloscópico es:
1 1
e eT K m 0,52 ºC mol kg 0,222 mol kg 0,12ºC
Y el punto de ebullición:
tc = 100 + 0,12 = 100,120C
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 17
Al disolver 13,1 gramos de glucosa en 75 cm3 de agua, se observa
que la disolución se congela a –1,80 0C Calcula la masa molecular
de la glucosa.
f c
f
c
T K m
T 1,80 molm 0,968
K 1,86 kg
Escribiendo la expresión de la molalidad y sustituyendo datos
será:
ss disolv
disolv
nm n m m (kg) 0,968 0,075 0,0726 moles
m (kg)
ss
s
s
mn
P.m.
m 13,1P.m. 180,4u
n 0,0726
b) PRESIÓN OSMÓTICA
Llamamos presión osmótica a la presión que ejercen las
partículas de soluto sobre las paredes del
recipiente que lo contiene.
Al igual que un gas encerrado en un recipiente ejerce una
presión sobre las paredes de éste debido a los
choques de sus partículas producidos por el continuo movimiento
de éstas, las partículas de soluto causan
una presión debido a los choques contra las paredes producidos
por el continuo movimiento de dichas
partículas.
El valor de la presión osmótica es directamente proporcional a
la concentración de soluto en la disolución, y
es independiente del tipo de soluto.
El fenómeno de la ÓSMOSIS está directamente relacionado con la
presión osmótica:
Si se ponen en contacto dos disoluciones con diferentes
presiones osmóticas a través de una membrana
permeable, las dos disoluciones tenderán a igualar sus presiones
osmóticas, de forma que pasa disolvente
de la de menor presión osmótica a la de mayor y soluto de la de
mayor a la de menor hasta que sus
presiones osmóticas se igualen.
Si la membrana es semipermeable (membrana que permite el paso de
moléculas de disolvente pero no de
soluto) se produce un paso de disolvente desde la disolución más
diluida hacia la más concentrada hasta
que se igualen ambas. A este proceso se le denomina ÓSMOSIS.
ÓSMOSIS: Fenómeno físico que consiste en el paso de disolvente
de la disolución de menor concentración
a la de mayor concentración a través de la membrana
semipermeable que las separa hasta que las
concentraciones queden igualadas.
La ÓSMOSIS es un fenómeno de gran importancia en muchos procesos
naturales. Su importancia la
podemos ver en las disoluciones que se emplean para alimentación
intravenosa (suero fisiológico): Como
las membranas celulares son semipermeables, lo son las de los
glóbulos rojos que tenemos en la sangre. Si
el suero fisiológico tuviera una presión osmótica mayor que el
interior de los glóbulos rojos, comenzaría a
salir el líquido celular y el glóbulo rojo se arrugaría; si la
presión osmótica del suero fuese menor se
hincharía el glóbulo rojo e incluso podría estallar. El suero
fisiológico debe ser ISOTÓNICO con respecto al
interior de los glóbulos rojos.
Una disolución es ISOTÓNICA con respecto a otra cuando tiene la
misma presión osmótica que ésta, es
HIPERTÓNICA con respecto a otra cuando su presión osmótica es
mayor que ésta e HIPOTÓNICA si es
menor.
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 18
CONTESTA Y REPASA
Calcula la temperatura de congelación y de ebullición de una
disolución acuosa preparada con 25,0 gramos de etilenglicol
(C2H6O2) y 5 kilogramos de agua.
Datos: Kc del agua = 1,86 0C · mol–1 · kg; Ke del agua = 0,52 0C
· mol–1 · kg
Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Una disolución que contiene 2,0 gramos de un soluto no volátil
en 10 gramos de alcanfor solidifica a 158 0C. Calcula la masa
molecular del soluto (Tfusión alcanfor puro = 178 0C; Kc del
alcanfor = 40,0 0C · mol–1 · kg)
¿Qué es la ósmosis? ¿Qué es una membrana semipermeable?
7.- FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES. COMPOSICIÓN CENTESIMAL
a) FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Hemos visto el significado de las fórmulas moleculares tanto de
los compuestos iónicos como de las sustancias moleculares. Cuando
escribimos la fórmula molecular nos referimos a la proporción de
los iones en la red iónica y del número de átomos de cada elemento
en las moléculas (excepto en los sólidos cristalinos covalentes
cuyo significado, al igual que en los compuestos iónicos, es
proporcional, como es el caso de la arena SiO2).
En algunas ocasiones podemos hablar también de fórmulas
empíricas. En ellas únicamente establecemos la proporción de átomos
que hay en una determinada sustancia. Por ejemplo la fórmula
molecular del agua oxigenada es H2O2 ya que en la molécula de esta
sustancia hay dos átomos de cada elemento (hidrógeno y oxígeno).
Sin embargo su fórmula empírica sería HO ya que la proporción de
átomos de hidrógeno y oxígeno es de 1 átomo de hidrógeno por cada
átomo de oxígeno. Esta fórmula empírica coincide con la fórmula
molecular de los compuestos iónicos pero no tiene por qué ser así
en los covalentes.
La fórmula molecular será siempre la fórmula empírica
multiplicada por un número entero n.
Por ejemplo en el agua oxigenada la fórmula molecular será
(HO)n; en este caso n=2, luego la fórmula molecular es (HO)n =
(HO)2 = H2O2
Conociendo la masa molecular de una sustancia, la proporción de
los elementos que la forman (fórmula empírica) y la masa atómica de
estos elementos podemos determinar determinar la fórmula molecular
de dicha sustancia.
EJERCICIO RESUELTO
Tenemos 5 gramos de un compuesto orgánico cuya masa molecular es
de 148 uma. Analizada su composición, obtenemos 2,70 gramos de C,
2,40 g de O y 0,45 g de H. Calcula la fórmula empírica y la fórmula
molecular. (Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16)
Calculamos los moles de cada elemento que existen en los 5g del
compuesto:
sm(C)(g) 2,70
n (C) 0,225 moles de CMasa atómica (C) 12
sm(O)(g) 2,40
n (O) 0,15 moles de OMasa atómica (H) 16
sm(H)(g) 0,45
n (H) 0,45 moles de HMasa atómica (H) 1
Esto nos daría la siguiente fórmula: C0,225H0,45O0,15
Las fórmulas no se expresan con fracciones de átomos. Para
evitarlo dividimos todos por el menor:
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 19
0,225C : 1,5
0,15
0,15O : 1
0,15
0,45H : 3
0,15
En caso de que los números obtenidos no sean números enteros (o
muy próximos a valores enteros, con lo que se podrían aproximar),
vamos multiplicando sucesivamente por los números enteros hasta que
los moles de cada átomo sean valores enteros (o muy próximos a
valores enteros).
Primero multiplicamos por 2:
C :1,5 2 3
O :1 2 2
H: 3 2 6
Los tres números que salen son enteros, por lo que nos da una
fórmula empírica C3H6O2
Calculamos la masa de la fórmula empírica:
C : 3 12 36
O : 2 16 32 36 32 6 74
H: 6 1 6
Como la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica,
la fórmula molecular es (C3H6O2)n, y la masa molecular será la masa
de la fórmula empírica multiplicada por n.
Al ser la masa de la fórmula empírica igual a 74, la masa
molecular será: 74·n, de donde:
148 = 74 · n n = 2, y la fórmula molecular será igual a la
empírica multiplicada por 2:
Fórmula molecular: (C3H6O2)2 = C6H12O4
b) COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Una vez conocida la fórmula empírica o molecular de un
compuesto, es decir, que átomos y en qué proporción se combinan en
ese compuesto, es sencillo determinar su composición centesimal,
esto es el porcentaje en masa de cada elemento en ese compuesto. La
composición centesimal indica el porcentaje de masa de cada
elemento que forma parte de un compuesto.
Para hallar la composición centesimal de un compuesto, debemos
establecer una relación entre la cantidad de elemento existente en
1 mol de compuesto y la cantidad que de ese mismo elemento hay en
100 gramos de compuesto.
EJEMPLO
Por ejemplo, para averiguar la composición centesimal del ácido
nítrico (HNO3) (teniendo en cuenta que las masas atómicas son H =
1; N = 14; O = 16) calculamos su peso molecular:
H:1 1 1
N:1 14 14 1 14 48 63 P.m. 63 1mol 63g
O : 3 16 48
De los 63 gramos, 1 g corresponde al hidrógeno (1 · 1 = 1), 14 g
son de nitrógeno (1 · 14 = 14) y 48 gramos de oxígeno (3 · 16 =
48).
Como lo que queremos es expresarlo en porcentaje, es decir
indicar la cantidad de cada elemento correspondiente a 100 gramos
de ácido, procederemos del siguiente modo:
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 20
3 3
3 3
3 3
HIDRÓGENO
1 g de H x g de Hx=1,587% de hidrógeno
63 g de HNO 100 g de HNO
NITRÓGENO
14 g de N x g de Nx=22,223% de nitrógeno
63 g de HNO 100 g de HNO
OXÍGENO
48 g de O x g de Ox
63 g de HNO 100 g de HNO
=76,191% de oxígeno
Además, a partir de la composición centesimal de un compuesto y
del valor de la masa molecular podemos calcular la fórmula
molecular del compuesto. Basta con que nos demos cuenta que el
tanto por ciento significa el número de gramos del elemento en 100
gramos de compuesto.
EJERCICIOS RESUELTOS
Calcula la composición centesimal del ácido fosfórico. (Masas
atómicas: H = 1; P = 31; O = 16)
Calculamos el peso molecular del ácido fosfórico (H3PO4):
3 H = 3 1=3
1 P 1 31 31 P.m. 3 31 64 98
4 O = 4 16=64
Para expresarlo en porcentaje, calculamos la cantidad de cada
elemento correspondiente a 100 gramos de ácido:
3 4 3 4
3 4 3 4
3 4 3 4
HIDRÓGENO
3 g de H x g de Hx=3,061% de hidrógeno
98 g de H PO 100 g de H PO
FÓSFORO
31 g de P x g de Px=31,633% de fósforo
98 g de H PO 100 g de H PO
OXÍGENO
64 g de O x g de O
98 g de H PO 100 g de H PO
x=65,306% de oxígeno
Un hidrocarburo contiene 85,63% de C y 14,37% de H. Si su masa
molecular es 28, calcula su fórmula molecular. (Masas atómicas: H =
1; C = 12)
Calculamos los moles de cada elemento que existen en los 100g
del hidrocarburo:
sm(C)(g) 85,63
n (C) 7,14 moles de CMasa atómica (C) 12
sm(H)(g) 14,37
n (H) 14,37 moles de HMasa atómica (H) 1
Dividimos ambos valores por el menor:
7,14C : 1
7,14
14,37H : 2
7,14
Por tanto la fórmula empírica es CH2
La masa de la fórmula empírica es: 12·1 + 1·2 = 14.
La masa molecular será: 14·n, de donde:
28 = 14 · n n = 2, y la fórmula molecular será igual a la
empírica multiplicada por 2:
Fórmula molecular: (CH2)2 = C2H4
-
UNIDAD DIDÁCTICA 0: REPASO DE CONCEPTOS (1ª PARTE)
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 21
Cierto azúcar tiene por composición centesimal la siguiente: 40%
de carbono, 6,67% de hidrógeno y 53,33% de oxígeno. Si su masa
molecular es de 180 gramos, ¿cuál es su fórmula molecular? (Masas
atómicas: H = 1; C = 12; O = 16)
Calculamos los moles de cada elemento que existen en los 100g
del azúcar:
sm(C)(g) 40
n (C) 3,33 moles de CMasa atómica (C) 12
sm(H)(g) 6,67
n (H) 6,67 moles de HMasa atómica (H) 1
sm(O)(g) 53,33
n (O) 3,33 moles de OMasa atómica (O) 16
Dividimos los tres valores por el menor:
3,33C : 1
3,33
6,67H : 2
3,33
3,33O : 1
3,33
Por tanto la fórmula empírica es CH2O
La masa de la fórmula empírica es: 12·1 + 1·2 + 1·16 = 30.
La masa molecular será: 30·n, de donde:
180 = 30 · n n = 6, y la fórmula molecular será igual a la
empírica multiplicada por 6:
Fórmula molecular: (CH2O)6 = C6H12O6
CONTESTA Y REPASA
Calcula la composición centesimal del ácido sulfúrico.
El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el
siguiente resultado: 61,02% de carbono, 11,86% de hidrógeno, 27,12%
de oxígeno. Calcula la fórmula empírica de dicho compuesto. Si la
masa molecular del compuesto es 118, determina la fórmula
molecular.
Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto cuya
masa molar es de 58g y está formado por 82,8% de C y 17,2% de
H.
Calcula la composición centesimal del sulfato de sodio:
Na2SO4.