Conceptos fundamentais
-
Upload
besteiroalonso -
Category
Documents
-
view
232 -
download
1
Transcript of Conceptos fundamentais
CONCEPTOS FUNDAMENTAIS DE
QUÍMICA
1.1. CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAISCLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS
A materia podemos clasificala en : Substancias puras e en mesturas.
Substancia pura:
Unha substancia pura é aquela que non se pode descompoñer noutras máis sinxelas por métodos físicos. Está formada por un só compoñente. As substancias puras clasifícanse en:
- Compostos: están formados pola unión química de átomos de distintos elementos. Poden transformarse noutras substancias puras por procedementos químicos: Electrólise, decomposición térmica…
H2O: auga
N2: nitróxeno
CH4: metano
Ca: rede de calcio
- Elementos: Están formados pola unión de átomos iguais.
Mesturas:
Unha mestura está formada por varias substancias que se poden separar por métodos físicos sinxelos: (filtración,decantación, separación magnética, destilación,cristalización, ...
As mesturas poden ser:
- Mesturas homoxéneas(DISOLUCIÓNS): cando non se distinguen os compoñentes.
1. CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS(Cont)1. CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS(Cont)
A auga do mar
granito
- Mesturas heteroxéneas: cando podemos distinguir os compoñentes.
CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS
SUBSTANCIAS PURAS MESTURAS
COMPOSTOSELEMENTOS MESTURAS HOMOXENEA
MESTURAS HETEROXENEA
Area e Ferro CuSO4
Galena (PbS)
Xofre (S)
Disolución
BronceArea e grava
Vexamos un esquema onde se clasifican os sistemas materiais, fíxate nos exemplos
Diamante (C)
DISOLUCIÓNS
• Unha disolución é unha mestura homoxénea e estable de dúas ou máis substancias. Compoñentes:
1.-DISOLVENTE o compoñente en maior proporción.
2.-SOLUTO , compoñente en menor proporción na mestura.
Clasificación das disolucións
• Segúndo o estado de agregación dos seus compoñentes:
Solido-líquido: sal+auga.
Líquido-líquido:viño(alcohol+auga).
Líquido-gas: gasosa(auga +CO2).
Sólido-sólido:aleacións.
Gas-gas: aire.
Sólido-gas : fume
CONCENTRACIÓN DUNHA DISOLUCIÓN.
É a proporción na que se encontra o soluto
nunha disolución.
.
Formas de expresar a concentración.
disolucióndelitrosdeºn
solutodegramosºng/l
100disolucióndemasa
solutodegramosºn% en masa
100disolucióndeVolume
solutodeVolume% en Volume
Formas de expresar a concentración.
Molalidade ,disolventeKg
solutomolesºnm
disolucióndeL
solutodeesequivalentºnN Normalidade
totaismolesdeºn
solutodemolesºnX Fracción molar
Molaridade, disolucióndeLitros
solutodeMoles
SOLUBILIDADE.
• Máxima cantidade de soluto que se pode disolver nunha cantidade de disolvente a unha temperatura determinada.
• Normalmente exprésase en gramos de soluto por cada 100 mL de disolvente.
Factores que afectan á SOLUBILIDADE.
Temperatura:
-En disolucións sólido-líquido e líquido-líquido, a solubilidade aumenta coa temperatura.(simil colacao queente e frio)
-En disolucións gas-liquido a solubilidade aumenta ao diminuir a temperatura.(simil coca-cola fria e natural)
Variación da solubilidade coa temperatura.
Factores que afectan á SOLUBILIDADE.
• Grao de divisióndo soluto: O soluto pulverizado mostra máis superficie de contacto co disolvente. Facilítase a difusión das moléculas do soluto a través do disolvente ao aumentar a superficie de contacto.
• Axitación:A axitación fai aumentar o contacto entre as moléculas do soluto e o disolvente.
Tipos de disoluciones en función de la SOLUBILIDAD
DILUIDAS: Baja proporción de soluto disuelto CONCENTRADAS: Alta proporción de soluto
disuelto SATURADAS: Máxima cantidad de soluto disuelto.
Este límite lo impone la solubilidad de la sustancia.Su concentración coincide con la solubilidad.
SOBRESATURADA: Queda soluto sin disolver.Forma mezcla heterogénea.Al filtrarla obtenemos la disolución saturada.
Masas atómicas e moleculares
• A masa atómica dun elemento é a media dos números másicos de tódolos isótopos que o forman.
• A masa molecular (M) obtense sumando as masas atómicas de tódolos átomos que compoñen a molécula.
• Exemplo: Calcular a masa molecular do H2SO4
• M (H2SO4) = 1,008 u · 2 + 32,06 u · 1 + 16,00 u · 4 = 98,076 uque é a masa dunha molécula.
• Normalmente, sole expresarse comoM (H2SO4) = 98,076 g/mol
Masas atómicas e moleculares• A masa atómica dun elemento é a media dos números másicos de
tódolos isótopos que o firman.• Ex: Se un elemento ten tres isótopos
Números másicos(A)
Abundancia (%)
A1 %1
A2 %2
A3 %3
100332211 %A%A%A
A
Masas atómicas e moleculares
• A masa molecular (M) obtense sumando as masas atómicas de tódolos átomos que compoñen a molécula.
• Exemplo: Calcular a masa molecular do H2SO4
• M (H2SO4) = 98,076 uque é a masa dunha molécula.
• Normalmente, sole expresarse comoM (H2SO4) = 98,076 g/mol
H2SO4
H: 1 · 2 = 2
16 · 4= 64 O:
S: 32 · 1= 32
98
Concepto de mol
• Definición actual: mol é a cantidade de substancia que contén tantas entidades elementais (átomos, moléculas, ións...) como átomos hai en 12 g de carbono-12 (12C).
• Número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) .É o nº de partículas elementais que contén un mol de calquera substancia
• No caso dun mol de átomos tamén sole chamarse átomo-gramo.
• 1 mol de átomos = 6,022 · 1023 átomos.• 1 mol de moléculas = 6,022 · 1023 moléculas.3
Cálculo do número de moles.
Exemplo: Calcular cantos moles de CO2 haberá en 100 g de dita substancia.
• m (g) 100 g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2 M (g/mol) 44 g/mol
molecularmasa
gramosenmasan
CO2C : 1 · 12 = 12
16 · 2= 32 O:
44 g/mol
Cálculo do número de moléculas.
• A partir do nº de moles por factores de conversión
mol
moléculas,molesºn
1
100226 23
Cálculo do número de átomos.• A partir do nº de moléculas por factores de conversión
molécula
moléculacadaenideátomosdeºnmoléculasºn
1
Exercicio: ¿ Cantas moléculas de Cl2 hai en 12g de cloro molecular? Se tódalas moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cantos átomos de cloro atómico se obterían?
A masa molecular do Cl2 é 35,45 · 2 =70,9 u.
Logo un mol de Cl2 son 70,9 g.
12 g = 0,169 moles de Cl2
70,9 g/mol
Tendo en conta que nun mol hai 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles conteñen:
0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas = 1,017 · 1023 moléculas Cl2
2 át. Cl1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2
n =
1 mol
Cálculo da Composición centesimal
• A partir da fórmula dun composto podemos calcular a composición centesimal de cada elemento que contén aplicando simples proporcións.
Ex:
• Sexa o compuesto AaBb. M (masa molecular) = a·Mat(A) + b·Mat(B)
100
)molecularmasa(M
AMa% at
A
100
)molecularmasa(M
BMb% at
B
Exemplo: Calcular o % de prata, nitróxeno e osíxeno que contén o nitrato de prata.
• M (AgNO3) = 107,9 +14 + 16 • 3 = 169,91
M (AgNO3) = 169,91 g/mol• 107,9 g (Ag) · 100
% Ag = ———————— = 63,50 % de Ag 169,91 g (AgNO3)
• 14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N
169,91 g (AgNO3)
• 48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O
169,91 g (AgNO3)
Tipos de fórmulas
• Fórmula MolecularFórmula Molecular.– Indica a clase ,e, o nº de átomos existentes de cada elemento na molécula.
Danos a masa molecular
• Fórmula Empírica. Fórmula Empírica. – Indica a clase de átomos ,e, a proporción de átomos existentes na
sustancia.
– Está sempre reducida ao máximo.
• Exemplo: O Butano C4H10 está formado por moléculas con 4 átomos de C e 10 de H.– A súa fórmula molecular é C4H10 .
– A súa fórmula empírica é C2H5 .
Cálculo da fórmula empírica.
• Supoñamos que partimos de 100 g de substancia.• Se dividimos o % de cada átomo entre a súa masa atómica
(A), obteremos o nº de moles (átomos-gramo) de dito átomo.
• A proporción en moles é igual á que debe haber en átomos en cada molécula.
• Posteriormente, divídese polo que teña menor nº de moles.• Por último, se quedan números fraccionarios, multiplícase
a todos por un mesmo nº co obxecto de que queden números enteiros.
Exemplo: Calcular a fórmula empírica dun composto orgánico cuxa composición centesimal é a seguinte: 34’8 % de O, 13 % de H e 52’2 % de C.
• 34,8 g 13 g———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H 16 g/mol
1 g/mol
52,2 g———— = 4,35 mol C 12 g/mol
• Dividindo todos polo menor (2,175) obtemos• 1 mol de O, 6 moles de H e 2 moles de C o que da unha
fórmula empírica:
C2H6O
Cálculo da fórmula molecular.
• Cando coñecemos o % de cada átomo ou a cantidade de cada un no composto ademáis da masa molecular ou datos para calculala
• Seguimos os mesmos pasos que para calcular a fórmula empírica
• Multiplicamos a fórmula empírica polo nº adecuado para obter a masa molecular .
molecularmasanempíricaFórmula
Leis dos gases
PV = cte ( a T = cte) P
V
T2
T1
T/V = cte ( a P = cte)V
T
P1
P2
Ecuación xeral dos gases ideais
TRnVP
Número de moles Constante dos gases
KmollatmR
KmolJR
º/082.0
º/3143.8
P = presión en atmósferas
V = Volume en litros T= Temperatura en K
X.MANUEL BESTEIRO Colexio Apostólico Mercedario VERÍN
31