CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE QUÍMICA

1. CONCEPTOS
FUNDAMENTAIS DE
QUÍMICA

2. 1. CLASIFICACIÓN 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.

3. 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)
A auga do mar
granito
- Mesturas heteroxéneas: cando podemos distinguir os compoñentes.

4. CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS
SUBSTANCIAS PURAS MESTURAS
COMPOSTOS
ELEMENTOS MESTURAS
HOMOXENEA
MESTURAS
HETEROXENEA
Area e Ferro
CuSO4
Galena
(PbS)
Xofre (S)
Disolución
Bronce
Area e
grava
Vexamos un esquema onde se clasifican os
sistemas materiais, fíxate nos exemplos
Diamante (C)

5. 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.

6. 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

7. CONCENTRACIÓN DUNHA
DISOLUCIÓN.
É a proporción na que se encontra o soluto
nunha disolución.
.

8. Formas de expresar a concentración.
disolución
de
litros
de
º
n
soluto
de
gramos
º
n

g/l
100


disolución
de
masa
soluto
de
gramos
º
n
% en masa
100


disolución
de
Volume
soluto
de
Volume
% en Volume

9. Formas de expresar a concentración.
Molalidade ,
disolvente
Kg
soluto
moles
º
n
m 
disolución
de
L
soluto
de
es
equivalent
º
n
N 
Normalidade
totais
moles
de
º
n
soluto
de
moles
º
n
X 
Fracción molar
Molaridade,
disolución
de
Litros
soluto
de
Moles

10. 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.

11. 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)

12. Variación da solubilidade coa temperatura.

13. 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.

14. 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.

15. 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 u
que é a masa dunha molécula.
• Normalmente, sole expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol

16. 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
100
3
3
2
2
1
1 %
A
%
A
%
A
A







17. 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 u
que é a masa dunha molécula.
• Normalmente, sole expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol
H2SO4
H: 1 · 2 = 2
16 · 4= 64
O:
S:32 · 1= 32
98

18. 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

19. 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
molecular
masa
gramos
en
masa
n 
CO2
C : 1 · 12 = 12
16 · 2= 32
O:
44 g/mol

20. Cálculo do número de moléculas.
• A partir do nº de moles por factores de conversión
mol
moléculas
,
moles
º
n
1
10
022
6 23


Cálculo do número de átomos.
• A partir do nº de moléculas por factores de conversión


molécula
molécula
cada
en
i
de
átomos
de
º
n
moléculas
º
n
1

21. Exercicio: ¿ Cantas moléculas de Cl2 hai en 12 g
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. Cl
1,017·1023 moléc. Cl2 ·  = 2,034·1023 át. Cl
moléc. Cl2
n =
1 mol

22. 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



)
molecular
masa
(
M
A
M
a
% at
A
 
100



)
molecular
masa
(
M
B
M
b
% at
B

23. 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)

24. Tipos de fórmulas
• Fórmula Molecular.
– Indica a clase ,e, o nº de átomos existentes de cada
elemento na molécula. Danos a masa molecular
• 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 .

25. 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.

26. 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

27. 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 .
molecular
masa
n
empírica
Fórmula 


28. Leis dos gases
PV = cte ( a T = cte) P
V
T2
T1

29. T/V = cte ( a P = cte)
V
T
P1
P2

30. Ecuación xeral dos gases ideais
T
R
n
V
P 



Número de moles Constante dos gases
K
mol
l
atm
R
K
mol
J
R
º
/
082
.
0
º
/
3143
.
8



P = presión en atmósferas
V = Volume en litros T= Temperatura en K

31. 31
X.MANUEL BESTEIRO Colexio
Apostólico Mercedario VERÍN