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