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…
CH4: metano H2O: auga
- Elementos: Están formados pola unión de átomos iguais.
Ca: rede de calcio N2: nitróxeno
3. 1. CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS(Cont)
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.
A auga do mar
- Mesturas heteroxéneas: cando podemos distinguir os compoñentes.
granito
4. Vexamos un esquema onde se clasifican
os sistemas materiais, fíxate nos
exemplos
CLASIFICACIÓN DOS SISTEMAS MATERIAIS
SUBSTANCIAS PURAS MESTURAS
ELEMENTOS COMPOSTOS MESTURAS MESTURAS
HETEROXENEA HOMOXENEA
Diamante (C) CuSO4
Area e Ferro Disolución
Xofre (S) Galena Area e
Bronce
(PbS) grava
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.
nº gramos de soluto
g/l =
nº de litros de disolución
nº gramos de soluto
% en masa = ⋅ 100
masa de disolución
Volume de soluto
% en Volume = ⋅ 100
Volume de disolución
9. Formas de expresar a concentración.
Moles de soluto
Molaridade,
Litros de disolución
nº moles soluto
Molalidade , m=
Kg disolvente
nº equivalentes de soluto
Normalidade N = L de disolución
nº moles de soluto
X =
Fracción molar nº de moles totais
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)
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 Abundancia
másicos(A) (%)
A1 %1
A2 %2
A3 %3
A1 ⋅ %1 + A2 ⋅ %2 + A3 ⋅ %3
A=
100
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
H: 1 · 2 = 2
H2SO4 S: 32 · 1= 32
O: 16 · 4= 64
98
• M (H2SO4) = 98,076 u
que é a masa dunha molécula.
• Normalmente, sole expresarse como
M (H2SO4) = 98,076 g/mol
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.
masa en gramos
n=
masa molecular
Exemplo: Calcular cantos moles de CO2 haberá en 100
g de dita substancia.
CO2 C : 1 · 12 = 12
O: 16 · 2= 32
44 g/mol
• m (g) 100 g
n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2
M (g/mol) 44 g/mol
20. Cálculo do número de moléculas.
• A partir do nº de moles por factores de conversión
6 ,022 ⋅ 10 23 moléculas
nº moles ⋅
1 mol
Cálculo do número de átomos.
• A partir do nº de moléculas por factores de conversión
nº de átomos de i en cada molécula
nº moléculas ⋅ =
1 molécula
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
n = = 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 ·10mol
1 23 moléculas = 1,017 · 1023 moléculas Cl2
2 át. Cl
1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl
moléc. Cl2
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)
a ⋅ M at ( A) b ⋅ M at ( B )
%A = ⋅ 100 % B = ⋅ 100
M ( masa molecular ) M ( masa molecular )
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.
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 C H .
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 .
Fórmula empírica ⋅ n = masa molecular
30. Ecuación xeral dos gases ideais
P ⋅V = n ⋅ R ⋅ T
V = Volume en litros T= Temperatura en K
P = presión en atmósferas R = 8.3143 J / mol º K
R = 0.082 atm ⋅ l / mol º K
Número de moles Constante dos gases
