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28-04-2011

La materia en la naturaleza está formada por mezclas de compuestos o de elementos, en estas mezclas hay átomos, moléculas y/o iones.

Leyes Fundamentales de la Química

Profesora Fresia Orellana Alvarez Introducción a la Química - 2011

Los átomos se identifican mediante símbolos. Las moléculas se identifican mediante una fórmula; la fórmula química indica la composición de la sustancia

Nomenclatura Compuestos Químicos (IUPAC)

Unidades Fundamentales de la Materia

Compuestos Inorgánicos Átomo representa a un elemento, es la partícula más pequeña que puede participar en un cambio químico.

Ne ; Kr ; Cu ; Na

NO2

Molécula es un agregado de dos o más átomos que se han unido a través de un enlace químico. Puede representar a un elemento o a un compuesto. Molécula de Elemento

→

Molécula de Compuesto

→

N2 ; O2 ; P4 ; S8 CO2 ; NH4Cl ; Al(OH)3 ; CuSO4·5 H2O

Ión es una especie con carga eléctrica, se forma cuando un átomo gana o pierde electrones, o cuando se rompe un compuesto formado por enlace iónico.

Ión simple Ión compuesto

→ →

Mo 5+ NH4+

Oxidos: están formados por un elemento metálico o no metálico unido a oxígeno, son compuestos binarios (contienen dos elementos).

; ;

P3 C r2O7 2

Dióxido de nitrógeno

CuO

Oxido de cobre II

Cu2O

Oxido de cobre I

Bases o hidróxidos: se forman por la reacción de un óxido metálico con agua. Son compuestos ternarios (contienen tres elementos)

NaOH Fe(OH)2

Fe(OH)3

Hidróxido de sodio Dihidróxido de hierro Trihidróxido de hierro

1

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Acidos : existen dos tipos de ácidos

Compuestos Orgánicos

- Acidos binarios: Contienen dos elementos, se forman por la reacción de un no metal con hidrógeno. Los compuestos orgánicos, conocidos como hidrocarburos, son compuestos que contienen principalmente C e H.

Acido clorhídrico

HCl

Acido Sulfhídrico

H2S

- Acidos Ternarios: Contienen tres elementos, se forman por la reacción de un óxido de un no-metal con agua.

La nomenclatura de un hidrocarburo, contiene un prefijo que considera la cantidad de átomos de carbono que contenga la cadena y un sufijo que considera la presencia de grupos funcionales. Dependiendo de la cantidad de átomos de carbono se denominan con el siguiente prefijo:

H2SO4

Acido sulfúrico

H2SO3

Acido sulfuroso

Cantidad de C

Prefijo

Cantidad de C

Prefijo

HNO3

Acido nítrico

1

Met

7

Hept

2

Et

8

Oct

3

Prop

9

Non

4

But

10

Dec

5

Pent

11

Undec

6

Hex

12

Dodec

Sales: Se forman en la reacción de un ácido con una base. Trifloruro de aluminio

AlF3 Fe(NO2)2 NaClO4

Dinitrito de hierro Perclorato de sodio

Los átomos de C pueden unirse entre átomos iguales generando cadenas abiertas, o cadenas cerradas (cíclicas o en forma de anillos). Las Cadenas Abiertas pueden ser:

Lineales

Ramificadas

CH3-CH2-CH2-CH3 CH3-CH-CH2-CH3

Butano

2-metil-butano

CH3 Las Cadenas Abiertas Saturadas, sólo contienen enlaces simples se llaman Alcanos, su nombre contiene el prefijo correspondiente a la cantidad de átomos de carbono de la cadena más larga y el sufijo es - ano CH3 -CH-CH2-CH-CH2-CH3 CH3 -CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 CH3 CH3 Hexano 2,4-dimetil-hexano Las Cadenas Abiertas Insaturadas contienen enlaces múltiples, en este caso su nombre se forma con el prefijo correspondiente a la cantidad de átomos de carbono de la cadena más larga y se cambia el sufijo de acuerdo a la insaturación:

CH3-CH2-CH = CH-CH3

2-metil-3- penteno

CH3 CH C-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3

4-etil-1-heptino

CH2CH3 En las Cadenas Cíclicas o en forma de anillo, la cadena hidrocarbonada se encuentra cerrada. La cadena cíclica saturada contiene átomos de carbono unidos por enlace simple. Su nombre contiene antepuesto a la cadena hidrocarbonada, el prefijo ciclo y terminan con el sufijo –ano. Ciclo pentano La cadena cíclica insaturada contiene átomos de carbono unidos por enlace múltiple.

- En los Alquenos hay enlace doble en la cadena y se identifican por el sufijo -eno CH3-CH=CH-CH2-CH3 2-penteno - En los Alquinos hay enlace triple en la cadena y se identifican por el sufijo – ino CH C-CH3

Ciclo pentadieno

Ciclo hexatrieno, pero el nombre común es benceno.

Propino

2

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Mol Grupos Funcionales en Compuestos Orgánicos Grupo Funcional Alcoholes Eteres

Fórmula

Mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas que hay en 12,00 g del isótopo 12C.

Ejemplo

CnH2n+1OH

CH3-CH2-OH

Etanol

(CnH2n+1)2O

CH3-O-CH2CH3 Metil-Etil-Eter

Cetonas

(CnH2n+1)2CO

Propanona (Acetona)

Aldehidos

CnH2n+1CHO

Etanal (Acetaldehido)

Acidos

CnH2n+1CO2H

CH3-COOH

Acido Etanoico (Acido Acético)

La cantidad de partículas (átomos, moléculas o iones) que hay en 1 mol se llama Número de Avogadro (No) No = 6,022 1023 unidades/mol

1 mol equivale a 6,022 1023 unidades El mol es el número utilizado para calcular cantidades de átomos, de moléculas o de iones; que participan en un cambio. 2 6,022 1023 = 12,04 1023 átomos de calcio

- En 2 moles de Ca hay

0,4 6,022 1023

- En 0,4 moles de H2O hay - En 0,5 mol de CO32 hay

= 2,41 1023

moléculas de agua

0,5 6,022 1023 = 3,011 1023

iones CO32

El mol es un número que representa una cantidad enorme de cosas pequeñas.

Ejemplo. De una tabla periódica se obtiene que el peso atómico del cobre es 63,546 (uma)

Masa Atómica o Peso Atómico (MA ó PA) La Masa Atómica o PA de un elemento es el peso en gramos de un mol de átomos del elemento. La uma es la unidad de masa relativa de un elemento, llamada PA o MA. El patrón es el isótopo 12C cuya masa es igual a 12,00 uma. Así por ejemplo, experimentalmente se encontró que la masa atómica del oxígeno es 1,3333 veces la masa del 12C (la masa atómica del 12C es 12.00 uma), luego la masa atómica del oxígeno (PAO) es 15,999 uma. Este valor de masa atómica relativa es el PA del oxígeno que se encuentra en la tabla periódica.

PACu = 63,55 uma Un mol de átomos de cobre pesan 63,55 g En 63,55 g de cobre hay 6,022 1023 átomos

a) Determine el número de moles que contienen 3,95 ∙ 1021 átomos. 1 mol x mol

6,022 1023 átomos 3,95∙ 1021 átomos

1 3,95 1021 X=

= 6,56 10

3

moles

6,022 1023

b) Calcule la masa 3,95 ∙ 1021 átomos de cobre 63,55 g de cobre X

6,022 1023 átomos 3,95 ∙1021 átomos

Dado que PAO = 15,999 uma, esto significa:

63,55 3,95 ∙1021 X=

= 0,42 (g) 6,022 1023

c) Calcule la masa de 106 átomos de cobre. - que 1 mol de átomos de oxígeno tienen una masa igual a 16 g - que 6,022 1023 átomos de oxígeno tienen una masa igual a 16 g ¿Cuál es la masa de 0,5 moles de O?

Masa = w = 8 g

¿Cuántos moles de O hay en 32 g?

Moles = 2 mol

63, 55 g de cobre x g de cobre

6,022 1023 átomos 106 átomos

63,55 106 X=

= 4,15 10

21

moles

6,022 1023

3

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Ejemplo. Una muestra de cinc, que contiene 4,5 1021 átomos, tiene una masa igual a 0,49 g.

Masa molar o Peso Molecular de una Sustancia Poliatómica

1 mol de cinc contiene 6,02 1023 átomos de cinc a) Calcule la cantidad de moles equivalentes a los 4,5 1021 átomos 6,02 1023 átomos

→

4,5 1021 átomos →

1 mol

x = nZn = 7,5 ·10

3

moles

1 mol de moléculas de NH3 3 veces el PAH (PAH = 1,00794)

3 moles de hidrógeno

→ 1 mol

0,49 g → 7,5 ∙10

1 vez el PAN (PAN= 14,0067 )

1 mol de nitrógeno

x mol

b) Calcule el PA o MM del elemento PAZn

La masa molar (PM ó MM) de un compuesto es la masa, en gramos, de un mol de unidades de fórmula de la sustancia. La unidad de la masa molar o PM es (g/mol).

3

x = PAZn = 65,33 uma

mol

PM = 1 PAN + 3 PAH = 1∙ 14,01 + 3∙1,01 = 17,03 (g/mol)

c) Calcule la masa de 1,38 moles de cinc. 65,33 g → 1 mol xg

x = w = 90,16 g

→ 1,38 mol

Ti OCH(CH3)2]4

PATi = 47,867 ; PAC = 12,0107 ; PAO = 15,9994 ; P H = 1, 00794

Ejemplo. Un vaso de precipitados contiene 2,5 g de magnesio. a) Calcule los moles de átomos al interior del vaso de precipitados. 24,305 g

→ 1 mol

PAMg = 24,305

x = nMg = 0,103 moles

2, 5 g → x mol

6,022 1023 átomos x átomos

1 mol de Ti 4 moles de O 12 moles de C

1 vez el PATi

28 moles de H

28 veces el PAH

4 veces el PAO 12 veces el PAC

PM = 1 PATi + 4 PAO + 12 PAC+ 28 PAH = 1∙47,87 + 4∙16 + 12∙12,01 + 28∙1,01

b) Calcule la cantidad de átomos al interior del vaso de precipitados. 1 mol 0,103 moles

1 mol de Ti OCH(CH3)2]4 tiene

X = 6,19 ∙1022 átomos

PM = 284,27 (g/mol)

Para un químico la unidad mol es tremendamente conveniente debido a lo pequeña que son las partículas que participan de un cambio químico.

Pero no existe instrumento que mida directamente moles, por ello la cantidad de sustancia en mol se puede evaluar a partir de otra cantidad medible, tal como la masa o el volumen.

Ejemplo. Para el compuesto K3PO4. a) Calcular el peso molecular (MM ó PM) (PAK = 39,09; PAP = 30,97; PAO = 16). b) Calcule la cantidad total de átomos en 10 g de compuesto. a) PM = 3·PAK + 1·PAP + 4·PAO = 3·39,09 + 1·30,97 + 4·16 = 196,24 (g/mol) w

b)

ncompuesto =

Para una sustancia atómica Cálculo del número de moles (n) w (g) n (moles) = PA

PM Cálculo de la cantidad de átomos Atomos = n No

10 (g) =

= 0,051 (mol) 196,24 (g/mol)

1 mol de compuesto 0,051 moles

6,022 · 1023 moléculas x

x = N = 3,07 · 1022 moléculas

Para una sustancia molecular Cálculo del número de moles (n) w (g) n (moles) = Cálculo de la cantidad de moléculas (N) PM N= n No

1 molécula K3PO4 3,07 · 1022 moléculas

8 átomos x

x = 2,46 · 1023 átomos totales

Cálculo de la cantidad de átomos Atomos = N cantidad de átomo en unidad de fórmula

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Ejemplo. Tiene 5 g de Al2(SO4)3 (PAAl=26,98 ; PAS = 32,07 ; PAO=16). a) Calcule los moles de oxígeno en esa cantidad de compuesto. b) Calcule la cantidad de átomos de azufre en los 5 g de compuesto c) Calcule la cantidad de moléculas en los 5 g del compuesto. PM = 2· PAAl + 3 · PAS + 12 ∙PAO = 342, 21 (g/mol) a)

w 5 ncompuesto = —— = ——— = 0,015 moles PM 342,21

CH4(g) Se lee

En 1 mol de moléculas Al2(SO4)3 hay 12 moles de átomos de O 1 mol compuesto 0,015 moles compuesto

Leyes Fundamentales de la Química Ley de Conservación de la Masa: En una reacción química ocurre reordenamiento de átomos para formar sustancias diferentes, se conserva tanto la cantidad como el tipo de átomos involucrados.

PM = 16,042 (g/mol)

12 moles de O x

+

2 O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(g)

1 mol de CH4 + 2 moles de O2 producen 1 mol de CO2 + 2 moles de H2O

wmetano = 1· 16,042 = 16,042 g

PM = 32 (g/mol) woxígeno = 2· 32 = 64 g

PM = 44,01 (g/mol) wdióxido

de carbono =

PM = 18,016 (g/mol)

1· 44,01= 44,01 g

wagua = 2∙18,016 = 36,03 g

x = 0,175 moles de O b) En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 3 moles de átomos de S 1 mol compuesto 0,015 moles compuesto x = Cantidad de S = c) En 1 mol de compuesto 342,21 g de compuesto 5g x =N=

8,80∙1021

3 ∙ 6,02∙1023 átomos de S

3 ∙ 6,02∙1023 átomos de S x

wreactantes = 80,04 g

wproductos= 80,04 g

2,71∙1022 átomos

342,21 g de compuesto, hay 6,02∙1023 moléculas 6,02 ∙1023 moléculas x moléculas

moléculas

Composición Porcentual de Compuestos (en Masa) Representa el porcentaje en masa de un elemento en un compuesto.

Ley de las Composición Constante: La fórmula de un compuesto representa la razón de átomos presentes en el compuesto, esta razón es en números enteros.

Mediante análisis de un compuesto es posible conocer la masa de cada elemento en el compuesto, a partir de esta información se calcula el porcentaje de cada elemento en el compuesto.

En el compuesto Na2O la razón entre átomos de Na y de O es 2:1

Por ejemplo, el análisis de un compuesto reveló que 4 g (wcompuesto) de éste contienen:

En el compuesto C4H10 la razón entre átomos de C e H es 2:5

welemento % Elemento =

Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos o más elementos forman más de un compuesto, en todos ellos habrá una razón diferente entre los átomos de los elementos y esta razón es en números enteros.

· 100 wcompuesto

Conociendo la fórmula del compuesto y los PA de sus átomos constituyentes, también se puede calcular la composición porcentual elemental.

En el compuesto C4H10 la razón entre átomos de C e H es 2:5 En el compuesto C6H12 la razón entre átomos de C e H es 1:2

Por ejemplo, según la fórmula 1 mol de compuesto C8H8O3, cuyo peso molecular es 152,14 (g/mol), contiene 8 moles de C, 3 moles de O y 8 moles de H; es decir: (PAC= 12,01, PAO =16, PAH = 1,008 )

Cantidad de átomoselemento · PAelemento % Elemento =

· 100 PMcompuesto

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Ejemplo: El análisis de un compuesto reveló que contiene 0, 043 g de boro y 0,227 g de flúor. Calcule el porcentaje de flúor en el compuesto.

Fórmula Empírica y Fórmula Molecular La química trata con sustancias (elementos o compuestos), ellas tienen una composición definida que se expresa por un símbolo o una fórmula.

wcompuesto = wB + WF = 0,043 + 0,227 = 0,27 g wF % flúor =

La unidad de fórmula de una sustancia es el grupo representado por la fórmula química de la sustancia, la fórmula química contiene los tipos y las cantidades de átomos o iones que contienen una unidad de la sustancia.

0,227 · 100 =

wcompùesto

· 100

= 84,07 %

A partir de las fórmulas y de los símbolos es posible interpretar las sustancias en término de los moles y de la masa de sus componentes.

0,27

Ejemplo. De acuerdo al compuesto, (NH4)2CO3; calcule el porcentaje de nitrógeno que aporta el compuesto. (PAN= 14; PAH=1,008; PAC= 12,01; PAO=16) En 1 mol de (NH4)2CO3 hay 2 moles de N

2 · PAN % Nitrógeno =

Hay más de un tipo de fórmula química; la fórmula empírica y la fórmula molecular. La fórmula empírica (FE) informa la menor relación (en moles) de cada elemento en el compuesto, se expresa en números enteros pequeños.

2∙PAN

PM = 78,042 (g/mol)

En la dirección inversa a partir de información experimental acerca de la composición de la sustancia (masa o moles) es posible obtener la fórmula o el símbolo de la sustancia.

La fórmula molecular (FM) informa la relación (en moles) en una molécula de un compuesto.

2· 14 · 100

PMcompuesto

∙ 100

=

= 35,88 %

Composición

FE

FM

11.19 % H – 88.81 % O

H2O

H2O

78,042

5,93 % H – 94.07 %O

HO

H2O2

85,63 % C – 14,37 % H

CH2

C7H14

85,63 % C – 14,37 % H

Determinación de la Fórmula Empírica (FE) de una sustancia 1.

PAC = 12,01 , PAH = 1,008 wC = 83,90 g wH =16,10 g

Mediante análisis elemental se conoce la composición del compuesto. Puede estar expresado en masa (g) de cada elemento o bien en porcentaje de cada elemento.

100 g de hidrocarburo

Moles de cada componente

Se calcula los moles de cada componente. w n= PA

3. Se calcula los moles de átomos de cada componente, para ello se divide los moles de cada componente por el menor valor en moles obtenido. Si no se obtienen números enteros se multiplica por 2, por 3, por 4, ….etc., hasta que el resultado de la cantidad de átomos de cada componente sea un número entero. Aquí no se puede realizar aproximación a entero. 4. Con la información obtenida se escribe la FE.

C4H8

Ejemplo. El análisis de un hidrocarburo indicó que contiene un 83,90 % de C y un 16,10 % de H. Determine la fórmula empírica del hidrocarburo.

En este último caso, se hace el porcentaje de cada elemento equivalente a la masa (g) de cada elemento; es decir, se considera la masa del compuesto igual a 100 (g). 2.

CH2

wC 83,90 nC = —— = ——— = 6,986 PAC 12,01

Moles de átomos de cada componente en la FE

Atomos en la FE

wH 16,10 nH = —— = ——— = 15,968 PAH 1,008

6,986 C = ——— = 1 6,986

C = 1·2 = 2

H = 2,286·2 = 4,572

Atomos en la FE

C = 1·3 = 3

H = 2,286 ·3 = 6,858

Atomos en la FE

C = 1· 4 = 4

H = 2,286 ·4 = 9,144

Atomos en la FE

C = 1· 5 = 5

H = 2,286 ·5 = 11,43

Atomos en la FE

C = 1·6 = 6

H = 2,286 ·6 = 13,716

Atomos en la FE

C = 1·7 = 7

H = 2,286 ·7 = 16,002

15,968 H = ——— = 2,286 6,986

F.E.

C7H16

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Determinación de la Fórmula Molecular a partir de la Fórmula Empírica 1. Se debe conocer la masa molar o PM del compuesto. Este se ha determinado experimentalmente.

Ejemplo. El análisis de un mineral indicó que contiene: 59,76 % de Ag, 22,48 % de Sb y 17,76 % de S a) Determine la fórmula empírica del mineral. b) El peso molecular del mineral es 1083,08 (g/mol), determine su fórmula molecular. 59,76 g de Ag

2. A partir de la fórmula empírica se determina el Peso fórmula (PF). Para esto se suman las masas atómicas de los elementos que forman la FE.

Wmineral = wAg + wSb + wS

17,76 g de S

3. Se calcula la razón PM/PF. Esta razón informa el múltiplo de fórmulas empíricas que están contenidas en la fórmula molecular (FM). Si el cálculo de la razón PM/PF no ha resultado un número entero, es necesario efectuar aproximación al entero más próximo.

(PAAg= 107,87 ; PASb = 121,75 ; PAS = 32,06)

a) nAg = 0,554 mol

Cálculo de moles (n= w/MM)

4. Se multiplica el número entero por la FE para determinar la FM del compuesto. Cálculo moles de átomos en FE

Ag =

Ejemplo. La FE de un compuesto es CH2. El peso molecular del compuesto, evaluado experimentalmente, es 42,08 (g/mol). Determine la FM del compuesto. (PAC = 12,01 ; PAH=1,01) PF = 1·PAC + 2· PAH = 12,01 + 2·1,01 Razón PM / PF = 42,08 / 14,03

PF = 14,03 Razón PM / PF = 2,99

b)

FM

3 veces la FE

Estado Gaseoso

0,185

nSb = 0,185 mol

= 2,99 = 3

0,185 Sb = 0,185

nS = 0,554 mol

=1

S=

0,554

= 2,99=3 0,185

Ag3SbS3

P.F. = 3·PAAg + 1·PASb + 3·PAS = 541,54 (g/mol)

3

C3H6

0,554

FE

PM Razón

FM

22,48 g de Sb

100 g de mineral

F.M.

1083,08 =

PF

2 veces FE

=2 541,54

F.M.

Ag6Sb2S6

Los gases son el estado menos compacto (menos denso) y el que más fluye de los tres estados de la materia.

En general, bajo condiciones ambientales (25 C y 1 atm), las sustancias de acuerdo al tipo de enlace que predomina en ellas se encuentran a los siguientes estados:

En el estado gaseoso las moléculas tienen alta energía cinética, se mueven a alta velocidad ocupando todo el espacio que las contiene.

- Los compuestos iónicos → estado sólido

Teoría Cinético- Molecular de los Gases 1. Los gases están formados por moléculas (monoatómicas y poliatómicas).

- Los compuestos covalente polares → estado líquido y, pocos, al estado sólido - Los compuestos covalente no-polares → estado gaseoso - Los compuestos metálicos → estado sólido

2. No existe fuerza de atracción entre las moléculas gaseosas, el espacio entre ellas es muy grande. 3. Las moléculas gaseosas tienen alta energía cinética, por ello están en constante movimiento. 4. Debido al movimiento al azar ellas pueden chocar entre sí o con las paredes del recipiente que las contiene. Los choques de las moléculas gaseosas son elásticos, no pierden energía cinética con el choque. 5. La energía cinética media de las moléculas gaseosas es la misma a una misma temperatura, el valor de la energía cinética es directamente proporcional a la temperatura.

Gas: término que se utiliza para identificar el estado de una sustancia que se encuentra en estado gaseoso bajo las condiciones ambientales. Por ejemplo: N2, O2, O3, He, CO2, HCl, NH3, etc.

Vapor: término que se utiliza para identificar a una sustancia que bajo las condiciones ambientales se encuentra como líquido y como gas (vapor). Por ejemplo: H2O, C3 H6O (acetona), C2H5OH (etanol), etc.

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Presión de los gases.

Leyes de los Gases

La presión es la acción de un fuerza ejercida sobre una superficie (P = F / Area). En una sustancia gaseosa la presión es ejercida por el impacto que ejercen las moléculas sobre las paredes del recipiente que las contiene. Para medir la presión se utilizan diversos instrumentos, el barómetro (de preferencia se usa para medir la presión atmosférica), el manómetro y otros instrumentos que se denominan simplemente ―medidor de presión‖. En química la presión de los gases se expresa en (atm), como experimentalmente se mide en (mmHg) o (torr), para efectuar la transformación de unidades se considera que: 1 (atm) = 760 (mmHg) = 760 (Torr) = 1,035 · 105 (Pascal) Temperatura en los gases. La temperatura de un objeto se relaciona con la energía promedio de sus moléculas. A alta temperatura mayor energía cinética y mayor velocidad de las partículas. Al disminuir la temperatura la energía promedio y la velocidad de las moléculas disminuye. La temperatura a la cual se detiene el movimiento de las moléculas se llama el cero absoluto y corresponde a 273.16 C . La temperatura se mide utilizando un termómetro. Para transformar la temperatura de ºC a grados K (Kelvin) se usa la expresión: T (K) = t ( C) + 273,16

Debido a que el volumen de un gas depende de la temperatura y de la presión, se establecieron condiciones específicas para estas dos variables con el objeto de tener condiciones de referencia para comparación.

1 mol de NH3 gas En condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 (L)

Tnormal = 0 ( C) = 273 (K) Condiciones Normales o estándar Pnormal = 1(atm) = 760 (mmHg) - ¿Qué volumen ocupan 0,5 mol de NH3 gas bajo condiciones normales?

De acuerdo a Avogadro, ―a igual presión y temperatura volúmenes iguales de gas contienen igual cantidad de moléculas‖ A 0 (ºC) (273,15 K) y 1 (atm) (760 mmHg), muchos gases se comportan como gases ideales. Bajo las condiciones anteriores, 1 mol de cualquier gas ideal ocupa un volumen de 22,4 (L), llamado volumen molar.

Vm = 22,4 (L)

[ Volumen de 1 mol de gas a 273 (K) y 1 (atm) ]

- ¿Qué volumen ocupan 2 moles de NH3 gas en condiciones normales?

11,2 (L) 44,8 (L)

- Si la masa molar (PM) de NH3 es 17,03 (g/mol), ¿Qué volumen ocuparan 4,26 g moles de amoniaco, medidos en condiciones normales? 1 mol de NH3

17,03 g

17,03 g de amoniaco

22,4 L

4, 26 g de amoniaco

x

22,4 L en condiciones normales

x = V = 5,6 L

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Mezcla de gases

Ecuación de Estado de un Gas Ideal Es la ecuación que permite relacionar todas las variables relacionadas con los gases.

P∙V = n∙R∙T

Cada gas que forma la mezcla ocupa todo el volumen del recipiente que contiene la mezcla.

P = Presión del gas en (atm),

1 (atm) = 760 (mmHg)

V = Volumen ocupado por el gas (L),

1 (L) = 1000 (mL)

n = Número de moles o moles de gas (mol); T = Temperatura absoluta (K);

Ley de Dalton de las presiones parciales (p) ; la presión total de una mezcla de gases (Ptotal) es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas en la mezcla.

n = w / MM (PA ó PM)

Ptotal = pgas1 + pgas2 + pgas3 + …… =

T(K)= t(ºC) + 273,15

R = Constante universal de los gases, usando las unidades antes mencionadas la constante universal de los gases tiene un valor igual a 0,082 (atm∙L/mol∙K)

n=

w

d=

PM

Los gases debido a su alta energía cinética difunden a todo el espacio que los contiene, luego se mezclan completamente (son miscibles).

pgas

Matraz de 250 mL, contiene gas 1. Como los gases difunden obtiene mezcla de gases.

w V

Reemplazando en la ecuación de estado de un gas ideal se obtiene:

i

Al matraz de 250 mL, que contenía gas 1 se añade gas 2.

se

w P∙ V = n ∙ R ∙ T =

MM

∙R∙T

La temperatura de la mezcla es 20 C La presión total de mezcla es Ptotal = pgas1 + pgas2 La temperatura es 20 C y P = pgas1

Ejemplo. Se tiene en un cilindro de 5000 (mL) propano gas, la temperatura al interior del cilindro es 18 (ºC) y su presión es 502 (mmHg)

Ejemplo. Un cilindro contiene 0,06 moles de CO2 gaseoso, la temperatura al interior del cilindro es 22 (ºC) y su presión es 720 (mmHg). Calcule el volumen de gas

a) Calcule los moles de propano al interior del cilindro

n = 0.06 mol T = 22 + 273 = 295 (K) P = 720 / 760 = 0,95 (atm)

V = 5000/1000 = 5 (L) T = 18 + 273 = 291 (K)

n=

P = 502/760 = 0,66 (atm) P V 0,66 5 = = 0,138 (mol) R T 0,082 291

V=

b) Calcule la cantidad de moléculas de propano, al interior del cilindro. 1 mol de propano 0,138 mol de propano

6,02 1023 moléculas x moléculas

x = N = 8,34 1022 moléculas

Ejemplo. Una balón de 250 mL contiene 0,23 (g) de gas, la presión es 1,3 (atm) y la temperatura es 20 (°C). a) Calcule el peso molecular del gas PM =

c) La masa molar (PM) del propano es 44,05 (g/mol), calcule la masa de gas al interior del cilindro. w = n∙PM = 0,138∙44,05= 6,08 g

nRT 0,06·0,082·295 = —— = 1,53 L P 0,95

w ∙R∙T P∙ V

0,23·0,082·293

=

1,3 ∙ 0,25

= 17,00 (g/mol

b) Calcule la densidad del gas, bajo las condiciones indicadas. P·PM d= R·T

=

1,3·17,00 0,082·293

= 0,92 (g/L)

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