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2º bachillerato
**1. Leyes ponderales.
- Leyes volumétricas.
- El mol.
- Ecuaciones de los gases.
- Composición centesimal y determinación de fórmulas.
- Estequiometría y disoluciones.**
En esta primera unidad vamos a repasar y a profundizar en la naturaleza de la materia. Vamos a partir del estudio de las primeras leyes experimentales que rigieron el conocimiento de la química a principios del siglo XIX. A continuación analizaremos las leyes y principios fundamentales de la química, así como los conceptos básicos que se derivan, tales como el mol, volumen molar, unidad de masa atómica, peso equivalente, etc. Finalmente repasaremos los cálculos estequiométricos básicos que ya habíamos estudiado en el curso anterior, tanto en reactivos en estado sólido, líquidos, gaseosos y en disolución.
1. LEYES PONDERALES:
1.1 Ley de Conservación de la Masa.
Antonie L. Lavoisier, fue el primer químico que realizó cuidadosamente mediciones con la balanza, obteniendo una explicación correcta de las reacciones en las que metales como mercurio o cobre eran calentados en presencia de aire. Lavoisier generalizó sus resultados a todas las reacciones químicas, enunciando la llamada Ley de conservación de la masa :
La ley de conservación de la masa también se puede enunciar con otras palabras: En un sistema cerrado (es decir, sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.
1.2 Ley de las proporciones Constantes (o ley de Proust).
Si en condiciones cuidadosamente controladas, hacemos reaccionar por ejemplo, 10 g de cloro con 10 g de sodio, podrá probarse que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el sodio, sino solo con una porción de él (6,484 g exactamente) quedándose el exceso sin reaccionar. Según la experiencia, el cloro y el sodio han reaccionado en la proporción en peso: うあ〱〶あ
〰〹あぅあ =^
⡴,⡲⡶⡲ ⡩⡨
Esta ley fue enunciada por Proust en 1799, y atacada por Berthollet, quién creía que la composición de un compuesto variaba según el método por el que se había preparado. Modernamente se conocen compuestos sólidos que no cumplen la ley de
“En una reacción química, la masa total de las sustancias que reaccionan ( reactivos ) es igual a la masa total de las sustancias que se forman ( productos ).”
“Cuando dos elementos se combinan para formar un mismo compuesto, estos lo hacen siempre en la misma proporción”.
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proporción constante (óxidos y sulfuros de elementos de transición), y se les llama compuestos no estequiométricos o compuestos bertólicos.
Podemos decir por tanto que:
ᡱᡧᡖᡡᡧ ᡕᡤᡧᡰᡧ =
6, 10 =
12, 20 =
4, 7, = ⋯ = ᡕᡧᡦᡱᡲᡓᡦᡲᡗ
Cada muestra de sal común descompuesta nos arrojará invariablemente un 39,34 % de sodio y un 60,66% de cloro (relación 6,484/10).
1.3. Ley de las proporciones Múltiples.
La ley anterior no excluye la posibilidad de que dos sustancias puedan formar compuestos diferentes si varían las condiciones experimentales. De hecho, esto es lo que sucede, por ejemplo, con el oxígeno y el hierro o el cobre o el carbono, que dependiendo de las condiciones de la experiencia se originan óxidos diferentes. Para cada proceso individual, se cumple, por supuesto la ley de Proust, sin embargo, cabe hablar de otra más general que incluye estos casos. Esta es la llamada ley de Dalton de las proporciones múltiples. Veámosla con un ejemplo. Al hacer reaccionar un gramo de oxígeno con cobre, la cantidad de éste consumida es exactamente 3,971 g:
Pero en condiciones experimentales diferentes, un gramo de oxígeno puede reaccionar con 7,942 g de cobre para dar lugar a otro compuesto diferente:
Si dividimos los gramos de cobre que en ambos casos se combinaron con la misma cantidad (un gramo) de oxígeno, veremos que resulta una relación muy sencilla:
3,971g 7,942g =
1 2
Lo anterior es un ejemplo de la ley de las proporciones múltiples enunciada por Dalton.
El Químico inglés John Dalton (1766-1844) fue uno de los primeros que reflexionó sobre estas leyes empíricas y otras leyes sobre el comportamiento de los gases, llegando a la conclusión de que los elementos químicos deberían estar constituidos por partículas pequeñísimas indivisibles a las que denominó átomos. Mucho tiempo antes que él, el griego Demócrito de Abdera había propuesto esta misma denominación para explicar los constituyentes íntimos de la materia. Dalton adoptó el mismo término. La llamada teoría atómica de Dalton establecía como puntos fundamentales que:
- Los elementos químicos están formados por partículas (átomos) que son indivisibles e inalterables en todo proceso químico.
- Todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales entre sí y distintos a los átomos de otro elemento diferente.
oxigeno + cobre → oxido de cobre (a) 1,00 g 3,971g
oxigeno + cobre → oxido de cobre (b) 1,00 g 7,942g
Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos están en la relación de los números enteros sencillos como 1:2, que es la relación anterior, o 3:1, 2:3: 4:3, etc.
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Gay-Lussac realizó sus estudios en reacciones gaseosas a presión y temperatura constante (por ejemplo a 1 atm y 0 °C, que son las llamadas condiciones normales). Las medidas del volumen antes y después de la reacción dan información del número de partículas que había al principio y al final de la reacción. Como resultado de sus medidas encontró una ley parecida a la de Proust, pero referida a los volúmenes de combinación (a P y T constante):
Así encontró que:
- 1 litro de cloro se combina con 1 litro de hidrógeno para formar 2 litros de gas cloruro de hidrógeno.
- 1 litro de oxígeno se combina siempre con 2 litros de hidrógeno y se obtienen 2 litros de vapor de agua.
- 1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para formar 2 litros de gas amoniaco.
Cuando Dalton recibió esta información encontró algo que no cuadraba con su teoría de átomos indivisibles.
Si la reacción de formación de agua se da en esas proporciones es evidente que la fórmula del agua no es HO, sino H 2 O. Esto fue aceptado por Dalton (es una manera de determinar fórmulas) y supuso la corrección de la escala de masas atómicas relativas: el átomo de oxígeno tiene una masa igual a la de 16 átomos de hidrógeno. Dalton aceptó que dos átomos de hidrógeno se combinaban con un átomo de oxígeno. Pero esta combinación DEBÍA PRODUCIR UNA PARTÍCULA (él la llamó átomo- compuesto) DE AGUA, y por tanto, el volumen de agua obtenido debía ser UN LITRO.
2 H + 1 O → 1 Η 2 Ο (SEGÚN DALTON)
2 H + 1 O → 2 Η 2 Ο (SEGÚN GAY-LUSSAC)
Como Gay-Lussac informó de la obtención de dos litros de vapor de agua , Dalton supuso que tales medidas no podían ser correctas. Sin embargo, los datos obtenidos en el laboratorio eran claros: Gay-Lussac no estaba equivocado, un litro de oxígeno se
“Cuando dos elementos gaseosos se combinan para formar un compuesto gaseoso, los volúmenes de gases que reaccionan y que se producen están en una relación volumétrica constante y formada por números simples”.
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combina con dos litros de hidrógeno y produce dos litros de vapor de agua. La solución vendría de otro químico genial: Amadeo Avogadro.
En sus hipótesis Avogadro sugiere que las partículas de los gases son en realidad de dimensiones mucho menores que el volumen del recipiente que las contienen, de forma que estas no están en reposo como creía Dalton, sino están muy separadas en continuo movimiento. Sin esta condición no parecería lógico que moléculas grandes o pequeñas ocuparan el mismo volumen.
Pronto se comprobó que las partículas de los gases elementales son moléculas diatómicas y la primera utilidad fue la determinación de fórmulas de compuestos y, por tanto, la determinación de las masas atómicas relativas correctas.
2 H 2 + 1 O 2 → 2 Η 2 Ο (SEGÚN AVOGADRO )
Razonamiento de Avogadro:
- Cada molécula de agua debe tener, como mínimo, un átomo de oxígeno. Si el volumen de agua que se obtiene es el doble que el de oxígeno, la molécula de oxígeno debe ser diatómica, para que cada molécula origine los átomos que permitan formar dos moléculas de agua.
- Como el volumen de agua es el mismo que el de hidrógeno, debe haber el mismo número de moléculas de cada uno.
Amadeo Avogadro afirmaba (1881): “En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas”.
1 mol de cualquier gas en condiciones normales de P y T ocupa un volumen de 22,4 l
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Esa es la ventaja de elegir “ese número tan raro”, que la masa en gramos de la especie elegida coincide NUMÉRICAMENTE con la masa en uma.
A ese número se lo denomina “número de Avogadro”.
4. ECUACIONES DE LOS GASES.
Las relaciones existentes entre los reactivos se pueden aplicar tanto a sólidos como a líquidos o gases, pero en las sustancias gaseosas, además de con pesos o masas, puede operarse con volúmenes y se deben tener en cuenta las leyes de los gases. Las principales son:
- Ley de Boyle (1662): “Para una masa dada de gas, a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión”.
p V = constante P 1 V 1 = P 2 V 2 = .....
- Ley de Charles : “A Presión constante, al aumentar la Tª, el volumen aumenta proporcionalmente”
V/T= constante V 1 /T 1 = V 2 /T 2
- Ecuación de los gases ideales o ecuación de estado. Surge por combinación de las dos anteriores, y como el volumen es proporcional al nº de moles n:
PV/T=cte.
A partir de esta ecuación podemos definir el concepto de VOLUMEN MOLAR, si tenemos en cuenta el volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas en las mismas condiciones. En nuestro caso establecemos las condiciones normales de P=1atm, Tª=273K. Como ya definió AVOGADRO, 1 mol de cualquier gas medido en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupará siempre el mismo volumen.
1 mol de cualquier gas en C.N. ocupa un volumen de 22,4 l.
Como el volumen es directamente proporcional al nº de moles nos queda:
P·V/T= n·cte
En condiciones normales: P=1 atm; T= 273K
R(cte)= P0·V 0 /n·T 0 = 0.082 atm·l/K·mol = 8.31 J/K·mol (en C.N.);
T = cte
P1 , V 1 P2 , V 2
P = cte
T1 , V 1 T2 , V 2
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p V = n R T
Los gases reales, a bajas presiones obedecen a la ecuación general de estado de los gases ideales, sin embargo existen desviaciones que cobran importancia cuando se eleva la presión. Los gases ideales son aquellos cuyos comportamientos se ajustan a las leyes establecidas y suponen la situación hipotética en el que las moléculas tienen un volumen prácticamente nulo y ausencia de fuerzas intermoleculares.
Podemos jugar con la ecuación general, así en el caso en que queramos conocer la masa molecular (M) del gas, y conozcamos su masa obtenida experimentalmente:
O a partir de su densidad:
ᠹ =
〱〙〡 〗 Podemos expresarla igualmente en función de la concentración en mol/l del gas:
ぁ 〣
- Ley de Dalton de las presiones parciales.
La mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí, puede considerarse como una disolución entre gases donde se cumple:
a) Cada gas ejerce una presión parcial, pi, igual a la que ejercería si ocupase él solo el volumen total. b) La presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar. c) La presión total es la suma de las presiones parciales.
Pi· V= ni R·T
PT = P 1 + P 2 + P 3 + ...
Ejemplo: Una mezcla gaseosa tiene la siguiente composición en peso: 20% de oxígeno molecular y 80% de metano (CH4). La presión total es 2 atm. Calcula la presión parcial de cada gas.
La presión parcial de cada gas será la fracción molar de cada gas por la presión total.
⡩ あ〹 〖ㄘ ⡱⡰ 〴 〱〲 〖ㄘ
⡩ あ〹 〄〉ㄠ ⡩⡴ 〴 〱〲 〄〉ㄠ
P 02 = χ 02 · PT = 0.111· 2atm= 0,22 atm PCH4 = 1,78 atm
T
i i T
n
n
p = P
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moles de Cl; aproximando se tendrá la composición 2 átomos de C por cada 5 átomos de H y cada 1 átomo de Cl:
Para determinar el número de átomos totales en la molécula (C 2 H 5 Cl)n (la fórmula anterior, llamada empírica, es una proporción entre átomos en la molécula), habrá que conocer la masa molecular.
ᡂᡈ = ᡦᡄᡆ =
ᡥ ᠹ ᡄᡆ → ᠹ =
ᡥᡄᡆ ᡂᡈ =
2,549 ∙ 0,082 ∙ 314 771 760 ∙ 1
→ ᠹ = 64,70 ᡙ/ᡥᡧᡤ
En este problema se ofrecen datos referidos a una muestra gaseosa de dicho compuesto. La aplicación de la ecuación general de los gases ideales permitirá determinar el valor de la masa molecular:
De acuerdo a la fórmula empírica, la masa molecular es 2x12,01 + 5x1,01 + 1x35,46 = 64,70 con lo que n = 64,70 / 64,53 ≈ 1 por lo que la fórmula molecular del compuesto es C 2 H 5 Cl
Ejemplo.- El ácido acetilsalicílico (ASPIRINA) es un compuesto orgánico formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. La combustión de 5,40 g del mismo da lugar a 11,88 g de dióxido de carbono y 2,16 g de agua. La determinación de su masa molecular da un valor de 180 g/mol. a. Expresa la composición centesimal del ácido acetilsalicílico. b. Determina la fórmula molecular del mismo. c. Escribe y ajusta la ecuación correspondiente a la combustión. d. ¿Qué volumen de AIRE en C.N. se necesita para la combustión de 100 g del ácido? (composición volumétrica del aire: 21 % oxígeno, 78% nitrógeno, 1% otros gases)
11,88 ᡙ ᠩᡁ⡰ ∙
12 ᡙ ᠩ 44 ᡙ ᠩᡁ⡰ ∙= 3,23 ᡙ ᠩ
1 ᡥᡧᡤ ᠩ 12 ᡙ ᠩ = 0,27 ᡥᡧᡤᡗᡱ ᠩ
2,16 ᡙ ᠴ⡰ᡁ ∙
2 ᡙ ᠴ 18 ᡙ ᠴ⡰ᡁ = 0,24 ᡙ ᠴ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᠴ 1 ᡙ ᠴ = 0,24 ᡥᡧᡤᡗᡱ ᠴ
b) La proporción atómica en el compuesto es de 0,27 moles de C por 0,24 moles de H y 0, moles de O.
La fórmula empírica es (C 9 H 8 O 4 )n, cuya masa molecular es (9 x 12 + 8 x 1 + 4 x 16).n = 180 → n = 1 por tanto, la fórmula molecular es C9H8O.
c) C 9 H 8 O 4 + 9 O 2 → 9 CO2 + 4 H 2 O
d)
100 ᡙ ᡖᡗ áᡕᡡᡖᡧ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ áᡕᡡᡖᡧ 180 ᡙ ᡖᡗ áᡕᡡᡖᡧ ∙
9 ᡥᡧᡤᡗᡱ ᡖᡗ ᡁ⡰ 1 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ áᡕᡡᡖᡧ = 5 ᡥᡧᡤᡗᡱ ᡖᡗ ᡁ⡰
e) Hay que tomar un volumen de aire V a 1 atm y 0 °C (CN) que contenga 5 moles de O2, siendo la presión parcial de este gas el 21% de 1 atm, es decir, 0,21 atm. Por ello:
Po 2. VT = no 2. R. T → 0,21. VT = 5. 0,082. 273 → VT = 533 litros
masa de O presente en 5,40 g de compuesto = 5,40− 3,24− 0,24= 1,92 g O 1mol O 16 g O
= 0,12 moles de O
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6.- ESTEQUIOMETRÍA
Para proceder a este tipo de cálculo es necesario escribir correctamente la reacción que tiene lugar. Ello nos obliga a ajustarla previamente si es necesario. Los coeficientes que se anteponen a las especies que intervienen en la reacción (reactivos y productos) reciben el nombre de coeficientes estequiométricos y nos marcan las PROPORCIONES EN MOLES (o en volumen para reacciones con gases) de las especies que intervienen. Ellos nos serán de suma ayuda para resolver las cuestiones derivadas del problema.
6.1. Cálculos masa-masa.
El dato está expresado en gramos y la incógnita la piden también en gramos.
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicloruro de manganeso se obtienen cuando reaccionan 7,5 g de ácido clorhídrico?
MnO 2 + 4 HCl Mn Cl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O
6.2. Cálculos masa-volumen
El dato está expresado en gramos y la incógnita, por ser un gas, piden su volumen en litros.
Ejemplo: ¿Qué volumen de cloro se obtendrá cuando reaccionen 7,5 g de ácido clorhídrico? a) Si se mide en c. n. b) Si se mide a 1,5 atm y 50 0 C
a) Cálculo del volumen de Cl 2 medido en c.n.
7,5 ᡙ ᡖᡗ ᠴᠩᡤ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ ᠴᠩᡤ 36,5 ᡙ ᡖᡗ ᠴᠩᡤ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ ᠩᡤ⡰ 4 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ ᠴᠩᡤ ∙
22,4 ᡤ ᡖᡗ ᠩᡤ⡰ 1 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ ᠩᡤ⡰ = 1,2 ᡤ ᡖᡗ ᠩᡤ⡰
b) Cálculo del volumen de Cl 2 medido a 1,5 atm y 50 0 C Primero se calcula el número de moles de producto y a continuación se usa la ecuación de los gases:
7,5 g de HCl
1 mol de HCl 36,5 g de HC
1 mol de MnCl l
2 4 moles de HC
2 2
126,0 g de MnCl l 1 mol de MnCl 2
= 6,5 g de MnCl
Factor leído en la ecuación ajustada. Nos transforma dato (HCl) en incógnita (MnCl 2 )
Esta relación se puede usar únicamente cuando el gas esté medido en c. n.
Factor leído en la ecuación ajustada
7,5 g de HCl
1 mol de HCl 36,5 g de HC
1mol de Cl 2 l 4 moles de HC 2
0,051mol de Cl l
=
0,051 moles
n R T
V
P
atm
L
K mo
323 K
l
1,5 atm
= 0,901L =901cm^3
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A la hora de efectuar los cálculos ha de tenerse presente que parte del CS 2 quedará sin reaccionar. Por tanto , ha de usarse, bien el reactivo limitante (reacciona totalmente), o bien la parte que reacciona del reactivo en exceso:
6.5. Cálculos con reactivos impuros:
Cuándo existen reactivos no puros, que bien se encuentren en estado sólido o en disolución, hay que averiguar la cantidad de reactivo puro que va a reaccionar, pues las impurezas no intervienen en dicha reacción.
Ejemplo: Al calentar el óxido de mercurio (II) se descompone en oxígeno (gas) y mercurio metálico. Calcular la cantidad de mercurio metálico que podremos obtener al descomponer 20,5 g de un óxido del 80 % de pureza
2 HgO 2 Hg + O 2
20,5 ᡙ ᡖᡗ óᡶᡡᡖᡧ ∙
⡶⡨ 〴 〱〲 〉〴〖 ⡩⡨⡨ 〴 〱〲 óけ〶〱あ ∙
⡩ あ〹 〉〴〖 ⡰⡩⡴,⡴ 〴 〉〴〖 ∙
⡰ あ〹 〉〴 ⡰ あ〹 〉〴〖 ∙
⡰⡨⡨,⡴ 〴 〉〴 ⡩ あ〹 〉〴 = 15,15ᡙ ᠴᡙ
6.6.-Cálculos con reactivos en disolución:
Sabemos que la disolución es una mezcla homogénea que en nuestro caso estará formada generalmente por un soluto en estado sólido o líquido, y un disolvente que será agua en la mayoría de los casos. Para poder identificar el soluto y el disolvente, vamos a repasar las formas en las que puede venir expresada la concentración de la disolución que nos da a conocer la proporción en la que se encuentran los componentes en la mezcla.
- Porcentaje en masa. Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución.
- Molaridad M :Indica los moles de soluto existentes en 1 L de disolución.
- Molalidad m : Indica los moles de soluto por kg de disolvente.
gde disolución
gdesoluto
% en masa =
litrosde disolución
molesdesoluto
M =
kgde disolvente
molesdesoluto
m =
2,82 mol Cl (^2)
1 mol S Cl 2 2 3 mol Cl 2
2 2 2 2
135,0 g S Cl 1 mol S Cl 2 2
=126,9 g S Cl
Parte de la muestra no es HgO. Por eso hablamos de “óxido” cuando nos referimos a la muestra impura
Factor que convierte los gramos de muestra en gramos de Hg O
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- Normalidad N : Representa el número de equivalentes gramo de soluto por litro de disolución.
Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un mol de hidrógeno (atómico).
- Para un elemento:1 eq = masa atómica/valencia.
- Para un ácido: 1 eq = a la cantidad en g que produce un mol de H+.
- Para una base: 1 eq = a la cantidad en g que consume 1 mol de H+^ o que produce 1 mol de OH-.
- En oxidación-reducción:1 eq = a la cantidad de sustancia que consume 1 mol de electrones.
- Fracción molar xi. Relaciona los moles de un componente y los moles totales.
6.7.-PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN A PARTIR DE UN SÓLIDO:
-Para preparar un volumen de una disolución de una concentración dada, se calculan los moles necesarios de soluto puro, para ese volumen. n = M ·volumen
-A partir de los moles calculamos los gramos necesarios a pesar conocida la masa molecular.
-A continuación se diluye el sólido en vaso de precipitados, finalmente se vierte en el MATRAZ AFORADO y se enrasa.
litrosde disolución
equivalente modesoluto N gra =
T
i i n
n x =
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Va extraer ·M (^) don. conc. = V (^) a preparar · M (^) don. diluida Va extraer · 11,86 mol/l. = 0,1 l (^) ·0,5 mol/l Va extraer = 0,0042 l= 4,2 ml
- Calcula la cantidad de HCI comercial que necesitas para preparar esta disoluci6n, Lee en su etiqueta la riqueza y la densidad de esta sustancia.
- Echa agua destilada en el matraz aforado hasta que ocupe un tercio de su volumen.
- Mide el volumen de acido comercial que necesitas para preparar la disoluci6n con la pipeta graduada 0 la probeta, Vierte dicho acido en el matraz aforado y remueve para que se mezcle con el agua.
- Añade agua destilada al matraz aforado hasta que te acerques a la marca del enrase, r emueve de vez en cuando.
- Ayudándote de la pipeta Pasteur, echa las gotas de agua destilada que necesites hasta que la parte de abajo del menisco sea tangente a la marca del enrase,
- Vierte la disolución preparada en el interior de una botella que puedas tapar y pon una etiqueta que indique la fórmula del soluto y su concentraci6n (en este caso, HCI 0,5 M),
Para realizar este procedimiento será estrictamente necesario mantener las normas de prevención y seguridad necesarias. Siempre trabajaremos en campana extractora, provistos de bata, guantes y gafas de protección.
Ejemplo.- Explica como prepararías 220 mL de disolución KOH 0,500 M partiendo de: a) KOH sólido con una riqueza del 95% b) otra disolución de KOH 1,25 M.
Para preparar disoluciones se utilizan matraces aforados que se fabrican de 25, 50, 100, 250, 500 ó 1000 ml. Por ello, se debe preparar 250 ml de disolución y después medir 220 ml de la misma con una probeta (se prepara 30 cc más pero se gana precisión: el error es menor).
Por tanto se necesitan n = M x V = 0,500 x 0,250 = 0,125 moles de KOH
a. Estos moles se cogen del sólido del 95%:
0,125 ᡥᡧᡤ ᡖᡗ ᠷᡁᠴ ∙ 56,1 ᡙ ᠷᡁᠴ 1 ᡥᡧᡤ ᠷᡁᠴ ∙ 100 ᡙ ᡖᡗ ᠷᡁᠴ 95 ᡙ ᠷᡁᠴ = 7,38 ᡙ ᡖᡗ ᠷᡁᠴ ᡕᡧᡥᡗᡰᡕᡡᡓᡤ
Después de pesar 7,38 g de KOH comercial, se echan en un matraz aforado de 250 ml. Se añade agua destilada hasta un cuarto del matraz y se agita para disolver. Una vez disuelto todo, se completa con agua destilada hasta la señal de enrase. Para utilizar 220 ml de esta disolución se usa una probeta apropiada.
b. Los 0,125 moles de KOH se toman de otra disolución de KOH 1,25 M:
0,125 ᡥᡧᡤ ᠷᡁᠴ ∙
1 ᡤ ᡖᡧᡦ 1,25 ᡥᡧᡤ ᠷᡁᠴ = 0,1 ᡤ ᡖᡧᡦ = 100 ᡕᡥ⡱^ ᡖᡧᡦ
En este caso se mide, con ayuda de una probeta, 100 cc de disolución KOH 1,25 M y se echa en el matraz de 250 mL, el cual se completa con agua destilada hasta la señal de enrase. Sólo queda medir los 220 mL necesarios de disolución.
Ejemplo.- Realiza los cálculos necesarios y explica cómo se preparan en el laboratorio las siguientes disoluciones acuosas: a) 250 ml de disolución 0,5 molar de sulfato de cobre
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b) 250 g de disolución 0,5 molal de sulfato de cobre, partiendo, en ambos casos, de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O).
a) Por tanto, conocida la molaridad (0,5 mol/litro) y el volumen de disolución (0,25 l) se puede calcular el número de moles necesarios de CuSO 4 y posteriormente (haciendo uso de factores de conversión) calcular la masa de sal pentahidratada.
Para preparar la primera disolución habría que pesar (balanza) 31,2 g de la sal pentahidratada, echarlos en un matraz aforado de 250 cm^3 , añadir un poco de agua destilada para poder agitar y disolver (nunca calentar un recipiente graduado o aforado) y después completar el volumen hasta los 250 cm^3 del matraz.
b) La molalidad es una medida de concentración que no depende de la temperatura ya que sustituye el volumen de disolución por la masa del disolvente en kg:
masa disolvente (kg) mo = moles soluto Se desea preparar 250 g de disolución (masa sulfato de cobre + agua) 0,5 molal, por tanto:
0,5 =
ᡥ/159, 䙦250 − ᡥ䙧 ∙ 10⡹⡱^ → ᡥ = 18,48 ᡙ ᠩᡳᡅᡁ⡲ ∙
249,6 ᡙ ᠩᡳᡅᡁ 4 ∙ 5ᠴ 2 ᡁ 159,6 ᡙ ᠩᡳᡅᡁ 4 = 28,89 ᡙ ᡱᡓᡤ ᡨᡗᡦᡲᡓℎᡡᡖᡰᡓᡲᡓᡖᡓ
Ejemplo.- Una muestra impura de 60 g de zinc metal reacciona con 140 cc de un ácido clorhídrico, de densidad 1,19 g/mL y que contiene 35% en peso de cloruro de hidrógeno. Calcula la pureza en zinc de la muestra. (NOTA: Las impurezas de la muestra no reaccionan con el ácido clorhídrico)
La ecuación química ajustada correspondiente es:
Zn + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2
Se puede calcular el número de moles de cloruro de hidrógeno (en disolución acuosa se llama ácido clorhídrico) presentes en los 140 cm^3 de disolución y a partir de ellos, los moles de Zn presentes en los 60 g de muestra impura:
140 ᡕᡥ⡱^ ᡖᡧᡦ ∙
1,19 ᡙ ᡖᡧᡦ 1 ᡕᡥ⡱ᡖᡧᡦ ∙
35 ᡙ ᠴᠩᡤ 100 ᡙ ᡖᡧᡦ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᠴᠩᡤ 36,5 ᡙ ᠴᠩᡤ ∙
1 ᡥᡧᡤ ᡒᡦ 2 ᡥᡧᡤ ᠴᠩᡤ ∙
65,4 ᡙ ᡒᡦ 1 ᡥᡧᡤ ᡒᡦ = 52,24 ᡙ ᡒᡦ
La riqueza en tanto por ciento es la masa de cinc presente en 100 g de muestra:
100 ᡙ ᡥᡳᡗᡱᡲᡰᡓ ∙
52,24 ᡙ ᡒᡦ 60 ᡙ ᡥᡳᡗᡱᡲᡰᡓ = 87,06 ᡙ ᡒᡦ → 87,06% ᡖᡗ ᡒᡦ
Ejemplo.-Se desea determinar la pureza de un ácido acético comercial. Para ello se diluyen 60 g del mismo y a la disolución obtenida se le añaden 50 g de CaCO3 produciéndose la reacción: CH3COOH + CaCO3 → Ca(CH3COO)2 + CO2 + H2O
Cuando cesa el desprendimiento de CO2, se observa que quedan 2 g de carbonato de calcio sin reaccionar. Calcula la pureza del ácido acético comercial en tanto por ciento en peso.
La ecuación química ajustada es:
2CH 3 COOH + CaCO 3 → Ca(CH 3 COO) 2 + CO 2 + H 2 O
2º bachillerato
Ejercicios propuestos:
- El análisis de la clorofila muestra que tiene 2,68% de magnesio. ¿Cuántos átomos de magnesio hay en un gramo de clorofila?
2.-Calcula la masa en gamos de una molécula de amoniaco.
- Calcular en número de moléculas para las cantidades que se indican de las sustancias siguientes: a) 2,5 g de propanol. b) 89,6 l de metano medido a 0,5 atm. y 273 ºC
- Un compuesto orgánico tiene 60% de C, 4,48 % de H, y 35,5% de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?
- Se sabe que los elementos presentes en la vitamina C, son: carbono, hidrógeno y oxígeno. En un experimento se quemaron exactamente 2 gramos de vitamina C, obteniéndose 3 g de dióxido de carbono y 0,816 g de agua. a) A partir de los resultados anteriores, establecer la fórmula empírica de la vitamina C. b) Se desconoce el peso molecular con precisión, pero se sabe que su valor está comprendido entre 150 y 200.Hallar la fórmula molecular de la vitamina C.
- Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: C= 24,25%, H= 4,05 %; Cl= 71,8%.Un litro de dicho gas a 700 mm de Hg y a 110ºC tiene una masa de 3,085 g. Deducir su fórmula molecular.
- Se disuelven 350 g de cloruro de cinc en 650 g de agua y se obtienen 740 ml de disolución. Se pide la concentración en: g/l, M, m, fracción molar de soluto y disolvente y % en peso de soluto.
- ¿Cuál es la molalidad de una disolución que contiene 9,209 g de propanotriol disueltos en 50 g de agua?
- Calcula los litros de disolución 2M que se pueden preparar con 15 kg de formato sódico.
- Se disuelven 30 gramos de ácido sulfúrico en el agua necesaria para preparar 250 ml de disolución. a) Calcula su molaridad. B) Se diluyen los 250 ml hasta un volumen doble. Se toman 50 ml de la disolución resultante. Calcula las moléculas de sulfúrico que existirán en ellos.
- Calcula la molalidad y la fracción molar de una disolución de carbonato de amonio al 10%.
- Calcular los gramos de hidróxido de sodio y de agua necesarios para preparar 300 ml de disolución al 20% en NaOH cuya densidad es igual a 1,2 g/ml.
- Se prepara una disolución mezclando 30 ml de agua, de densidad 1 g/ml, con 40 ml de acetona, de densidad 0,6 g/ml. La densidad de la disolución resultante es 0,9 g/ml. Calcular la concentración expresada en % en peso y la molaridad.
- Calcula la molaridad de un ácido sulfúrico comercial de d= 1,83 g/ml y 93,64 % de pureza
- El HCl comercial tiene 37% de riqueza y d= 1,19g/ml. ¿Qué cantidad de agua hay que añadir a 10 ml de dicho ácido para que resulte 0,1M?
- Se mezclan 10 ml de una disolución 0,1 M de A con 15 ml de una disolución 0,2 M de B. ¿Cuáles son las nuevas concentraciones de A y B?
- Se mezclan 150 ml de un ácido sulfúrico del 30% y de densidad d = 1,34 g/ml con 850 ml de otro ácido sulfúrico del 93% y de densidad 1,86 g/ml. La densidad de la disolución resultante es 1,60 g/ml. Calcular su molalidad y molaridad.
- Calcular el volumen de ácido clorhídrico 12 M que se necesita para preparar por disolución con agua 250 ml de una disolución 1,5M de este ácido.
- Explicar cómo se prepararían 60 ml de una disolución de nitrato de plata que contengan 0,03 g nitrato de plata por mililitro.
2º bachillerato
- ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido de densidad 1,11 g/ml y 19% de riqueza contiene 10 g de ácido nítrico?
- Se disuelven 5 g de nitrato de calcio en agua hasta completar 250 ml de disolución. Suponiendo que la sal se encuentra totalmente disociado, calcular: a) La concentración molar de nitrato de calcio. b) el volumen de disolución que contendrá 0,8 g de ión calcio.
- ¿Qué volumen de aire (21% de O 2 y 79% de N 2 , en volumen) que está a 17ºC y 735 mm de Hg será necesario para realizar la combustión completa de 10,4 litros de acetileno (etino), medidos en condiciones normales?
- Una muestra de 1,445 g de estaño se trata con flúor gaseoso hasta que se alcanza un peso constante de 2,360g. a) Determina la fórmula del compuesto formado. b) ¿Qué volumen de gas flúor, medido en condiciones normales habrá reaccionado?
- Al calentar nitrato sódico se descompone en nitrito sódico y oxígeno. Calcular cuál será la riqueza de un nitrato impuro si al calentar 60g del mismo se producen 5500 cm^3 de oxígeno medidos en C.N.
- La combustión de etanol produce dióxido de carbono y agua. Calcular a) qué volumen de dióxido de carbono, en c.n., se obtendrá al quemar 11,5 g de alcohol. B) Cuántas moléculas de oxígeno serán necesarias para esa combustión.
*26. Se tratan 200g de carbonato de calcio con ácido clorhídrico suficiente para su reacción total. El dióxido de carbono formado se lleva a un vaso que contiene una disolución de hidróxido sódico dónde se supone reacciona por completo para dar carbonato de sodio. a) Escribir ajustadas las reacciones químicas que representan los dos procesos descritos (en ambas se forma agua). b) ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio se necesita?
*27. Al quemar 40 cm^3 de una mezcla de metano y propano, con suficiente cantidad de oxígeno, se producen 100 cm^3 de dióxido de carbono. Calcular: a) La composición de la mezcla inicial; b) El volumen de oxígeno necesario para la combustión completa de la mezcla.
*28. Se calienta una muestra de 635 g de sulfato de cobre (II) pentahidratado hasta su descomposición completa en agua, trióxido de azufre y óxido de cobre (II). Calcular: a) El volumen de vapor de agua desprendido a 200º y 550 mm Hg b) Molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que se obtendrá al recoger la totalidad de trióxido de azufre en agua, completando hasta un litro de disolución.
29.a)Calcula la pureza de una muestra de sodio, sabiendo que cuando 10 g de la misma reaccionan con agua producen hidróxido sódico y se desprenden 4 litros de hidrógeno medidos a 25ºC y 720 mm de Hg. b) Calcula la molaridad de hidróxido resultante, si el volumen total de la disolución es de 100 ml.
- El sulfato de amonio se obtiene industrialmente burbujeando amoniaco gaseoso a través de ácido sulfúrico diluido. Calcula: a) El volumen de amoniaco, a 20ºC y 700 mm Hg, necesario para obtener 50 kg de sulfato de amonio del 80% de riqueza en peso. b) El volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,40 g/ml y 50% de riqueza en peso, que se consumirá en dicha preparación.
- Se desea determina la pureza de un ácido acético comercial. Para ello se diluyen 60 g del mismo y a la disolución obtenida se le añaden 50 g de carbonato de calcio. Cuando cesa el desprendimiento de dióxido de carbono, se observa que quedan 2 g de carbonato de calcio sin reaccionar. Calcula la pureza del ácido acético comercial en tanto por ciento en peso. Reacción sin ajustar: CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
- Un globo meteorológico se llena con hidrógeno procedente de la reacción siguiente:
CaH 2 (s)+ H 2 O(l) → Ca(OH) 2 + H2 (g)
