Calculos químicos

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Calculos químicos

  1. 1. 4º E.S.O. COLEGIO PAIDOS CURSO 2010-2011
  2. 2. CONCEPTO DE MOL. Número de Avogadro. El término mol proviene del latín moles, que significa “una masa” El término molécula es la forma diminutiva y significa “una masa pequeña”
  3. 3. EL MOL En principio se define mol, como la cantidad de materia (átomos, moléculas o iones) que contienen 12g de 12C. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (uma), resulta que: El hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 uma, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones decimos “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”.(Mat) Masa molecular relativa, Mr, también llamada peso molecular de una sustancia, es el número de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Mr = Σ Mat
  4. 4. En la solución de problemas químicos, es bastante común la conversión de una masa dada de soluto o disolvente a número de moles; basta recordar que la conversión se hace mediante la siguiente fórmula: Número de moles (n) = masa del compuesto EJEMPLO: ¿Cuàntos moles hay en 28.7 g de Na2SO4? n= m Mr del compuesto Mr Datos m= 28.7 g Mat (Na)=23 g/mol Mat (S)=32 g/mol Mat (O)=16 g/mol Cálculos Cálculo de Mr del Na2SO4. Na = 2 x 23 = 46 S = 1 x 32 = 32 O = 4 x 16 = 64 = 142 g/mol n= 28,7 g = 0.202 moles 142 g/mol Respuesta En 28,7 g de Sulfato de sodio hay 0.202 moles
  5. 5. Número de partículas en EL MOL Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12 g de 12C es 6.0221367 ·1023 Este número recibe el nombre de número de Avogadro
  6. 6. un mol contiene el número de Avogadro (NAV= 6.022·1023) de unidades de materia físicas reales ( átomos, moléculas o iones) El número de Avogadro es tan grande que es difícil imaginarlo. Si esparciéramos 6.022·1023 canicas sobre toda la superficie terrestre, ¡formaríamos una capa de casi 5 Km de espesor! En definitiva:
  7. 7. Una moneda de 12 g contiene 10 g de plata (Ag) y 2 g de cobre (Cu). Las masas atómicas de los elementos son 107.9 g/mol y 63.5 g/mol, respectivamente. ¿Cuántos átomos hay de Ag y cuántos de Cu? Es conveniente escribir esta información en forma algebraica: Con la masa atómica (Mat) de los elementos, aplicamos las fórmulas adecuadas: AVCu Cu Cu Cu AVAg Ag Ag Ag NnN Mat m nmolgMat NnN Mat m nmolgMat ·/5.63 ·/9.107 =→=→= =→=→= ( ) ( ) Cudeátomosátomos molg g N Mat m N Agdeátomosátomos molg g N Mat m N Cu Av Cu Cu Cu Ag Av Ag Ag Ag 2223 2223 10897.110022.6 /5.63 2 10581.510022.6 /9.107 10 ×=×== ×=×== gmygm mmgm CuAg CuAgmoneda 210 12 == +==
  8. 8. Disoluciones: Formas de expresar la concentración
  9. 9. Composición de las disoluciones -Disolvente (mayor cantidad) - Soluto (menor cantidad) Pueden ser uno o varios CONCENTRACIÓN: es la cantidad de soluto disuelta en un disolvente. Unidades de concentración -Molaridad (M). -molalidad (m). -Fracción molar (χ). -Porcentaje en masa (% ). -Porcentaje en volumen (% vol). - Gramos por litro (g/l). Físicas Químicas
  10. 10. Molaridad Moles de soluto =Volumen de disolución (l)M (moles/l) (Molar) masa (g) = Moles x Mr (g/mol) EJEMPLO 1. EJEMPLO 2.
  11. 11. Molalidad m = Moles de soluto masa (kg) de disolvente (moles/kg) (molal) masa = Moles x Mr Densidad = masa volumen Fracción molar χ = Moles de soluto Moles totales Tanto por ciento en masa % = masa soluto masa disolución Gramos por litro g/l = masa soluto (g) Volumen disolución (l) ·100 Tanto por ciento en volumen % vol = Vol. soluto Vol. disolución ·100 EJEMPLO EJEMPLO EJEMPLO EJEMPLO
  12. 12. Moles de soluto = Volumen de disolución (en litros) M m = Moles de soluto Masa de disolvente (kg) χ = Moles de soluto Moles totales % masa = masa de soluto masa de disolución g/l = Masa (g) de soluto Volumen (l) de disolución Magnitudes Químicas Magnitudes Físicas x100 % Vol= Volumen soluto Volumen disolución x100
  13. 13. EJEMPLO Molaridad: Calcula la molaridad de una solución que se preparó pesando 28.7 g de Na2SO4 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de 500 ml. Cálculos nsoluto = 28,7/142 = 0,202 mol V(l)= 500 ml/1000 ml=0.5 l Molaridad = 0.202 moles = 0.404 moles/l 0.5 l Datos m=28.7g Mr=142g/mol V= 500 ml Respuesta La Molaridad de la solución es de 0.404 M ó Molar ó mol/l
  14. 14. EJEMPLO de Molaridad: ¿Cuantos gramos de Kl hay en 360 ml de una solución 0.550 M?. Cálculos n = 0.550 moles/l X 0.360 l n = 0.198 moles m = 0.198 moles X 166.0 g/mol m= 32.9 gramos de KI Datos V=360 ml M=0.550 M Fórmulas Número de moles = Molaridad x Litros de solución n = M X V Masa = Número de moles X masa molar m = n X Mr Respuesta Hay 32.9 gramos de KI en 360 ml de solución al 0.55 M
  15. 15. EJEMPLO Molalidad: Se agregan 5 gramos de Acido clorhídrico a 35 grs. de agua ¿cuál es la concentración molal de la solución o la Molalidad? Cálculos n = 5/37 = 0,135 mol m(kg)= 35 g/1000 g = 0.035 kg Molalidad = 0,135 moles = 3.86 moles/kg. 0,035 kg Datos msoluto=5 g Mr(HCl)=37 g/mol mdisolvente= 35 grs Respuesta La molalidad de la solución es de 3.92 m ó molal ó mol/kg
  16. 16. EJEMPLO FRACCIÓN MOLAR Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno. Datos m soluto= 120 g CH3COOH. m disolvente= 324 g H2O χ s= ? χ d= ? Fórmulas n = m Mr χ s = ns ; χ d = nd n totales n totales Cálculos Mr (H2O) = 18 g / mol Mr(CH3COOH)= 60 g/mol n s= 120 g = 2 moles ; n d = 324 g = 18 moles 60 g/mol 18 g/mol χ s = 2 = 0.1 ; χ d = 18 = 0.9 2 + 18 2 + 18 Respuesta La fracción molar del soluto es 0.1 la fracción molar del disolvente 0.9 mol. La fracción molar de la disolución siempre es 1 mol
  17. 17. Tenemos 100 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico en agua de densidad 1,8g/cm3 y 96% de riqueza en masa. Calcula: a) La masa de soluto y la masa de disolvente que hay en la disolución b) Concentración Molar de la disolución. Para averiguar la concentración en moles por litro, es decir, la molaridad, tenemos que conocer la cantidad de sustancia (mol) de soluto que hay. Para ello, dividimos la masa de soluto entre la masa molecular de éste, calculada previamente. Mr= 1·2 + 32·1 + 16·4 = 98 g/mol n = 172,8 / 98 = 1,76 mol H2SO4 Con los moles y el VT (en litros) calculamos la Molaridad [M] = 1,76 = 17,6 M H2SO4 0,1
  18. 18. La tasa de alcohol en sangre permitida para conductores es de 0,5 g/L. Una persona se toma una lata de cerveza (de 33 cL) que posee un 4 % vol de alcohol. Admitiendo que el volumen total de sangre de esa persona es de unos 6 L, ¿daría positivo si lo paran en un control? (densidad del alcohol = 0,79 g/mL) Con los datos de la cerveza podemos obtener la cantidad de alcohol puro (en cL) que ingerimos al tomarnos la bebida: Datos: Vcerveza(Total)= 33 cL ≡330 mL % vol = 4 % A partir de la fórmula del % vol, despejamos Vsoluto: 100 100 Vsoluto = % vol · Vtotal = 4 ·330 = 13,2 mL Conociendo ya el volumen de alcohol puro y sabiendo la densidad de éste podemos hallar la masa, en gramos, de alcohol: malcohol = V·d = 13,2·0,79 = 10,428 g alcoholDatos: Valcohol= 13,2 mL dalcohol= 0,79 g/mL Con este dato y la fórmula de la concentración en g/L (aplicándola a volumen total de sangre) podremos obtener la tasa de alcohol: C(g/L) = 10,428 = 1, 738 g/L 6 El resultado de la prueba de alcoholemia sería negativo
  19. 19. EJERCICIOS 1. ¿Cuántos moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? (SOL. 0.448 moles Fe) 2. ¿Cuántos átomos de magnesio hay en 5.00 g de magnesio (Mg)? (SOL. 1,24·1023 Mg) 3. ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio (Na)?(SOL. 11,45 g Na) 4. Calcula la masa molar de los siguientes compuestos: Hidróxido de potasio (SOL. 56.11 g/mol) ; sulfato de cobre (II) (SOL. 379.69 g/mol); Tris[trioxosulfato (III)] de aluminio(SOL. 294.14 g/mol) 5. ¿Cuántos moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1 kg de esta sustancia? (SOL. 25.0 mol) 6. ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?(SOL. 90.1 g) 7. ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g? ( SOL. 4.13 · 1023 moléculas)
  20. 20. 8. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcula: a) El número de moles de agua.(SOL. 1,39 mol) b) El número total de átomos de hidrógeno. (SOL. 1,67·1024 átomos de H) c) La masa en gramos de una molécula de agua. (SOL. 2,98·10-23 g) Datos: Densidad del agua = 1 g/mL 9. Un cilindro contiene 0,15 g de etano (C2H6), calcula: a) El número de moles de etano. (SOL. 0,005 mol) b) El número de moléculas de etano. (SOL. 3,02·1023 moléculas) c) El número de átomos de carbono. (SOL. 6,022·1023 átomos de C) 10.Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en 33 g de sulfato de amonio, (NH4)2SO4 (SOL. 1,2·1024 átomos de H)
  21. 21. 11.- Se disuelven 2 g de glucosa (C6H12O6) en 150 cm3 de agua destilada. ¿Cuál es la concentración de la disolución en % en masa? SOL: 1,31 % 12.- Calcula la concentración en mol/L de una disolución que contiene 7,2 g/L de glucosa. SOL: 0,04 mol/L 13.- ¿Qué masa de cloruro de sodio contienen 200 mL de una disolución cuya concentración es 2 mol/L? SOL: 23,4 g 14.- Se disuelven 60 g de ácido sulfúrico hasta que el volumen de la disolución es de 300 mL. ¿Cuál es la concentración de la disolución en g/L y en mol/L? SOL: 200 g/L // 2,04 mol/L 15.- Calcula la molaridad de una disolución de cloruro de calcio al 18 %, si su densidad es de 1,6 g/ml. SOL: 1,9 M 16.- Calcula la molaridad de una solución de bromuro de potasio, al 14 %, si su densidad es 1,1 kg/l. SOL: 1,3 M 17.- Calcula la densidad de una disolución de amoniaco en agua que contiene el 20,3 % en peso de soluto y es 11 M. Sol: 0,921 g/cm3
  22. 22. 18.- Si se parte de una disolución de ácido clorhídrico comercial del 36 % de riqueza en peso y 1,18 g/cm3 de densidad, calcular que volúmenes habrá que tomar para tener 1 mol de soluto y 10 g de soluto, respectivamente. Sol: 0,085 l // 0,024 l 19.- Disolviendo 350 g de cloruro de cinc (d=2,91 g/cm3) en 650 g de agua, se obtiene una disolución cuyo volumen total, a 20 ºC, es 740 ml. Calcúlese: molaridad, fracción molar y % en peso de la disolución. Sol: 3,47 M // 0,067 y 0,933 // 35% 20.- La etiqueta de una botella que contiene una solución acuosa de amoniaco, indica: Riqueza mínima: 23 % Riqueza máxima: 30 % Dens. mín.: 0,89 g/ml Dens. máx.: 0,90 g/ml ¿Entre qué límites máximo y mínimo oscila la molaridad de esta disolución? SOL: entre 12 M y 15,9 M
  23. 23. 21. Calcular la molaridad de cada una de las soluciones siguientes: • 1.50 g de KBr en 1.60 l de solución • 2.78 g de Ca(N03)2 en 150 ml de solución • 2.50 g de Co (NO3)2 en 80 ml de solución 22. Calcula la cantidad (gramos de soluto) que se necesita para preparar las siguientes soluciones acuosas: • 500 ml de solución de NaBr al 0.110 M • 250 ml de solución de CaS al 0.140 M • 720 mI de solución de Na2SO4 al 0.155 M 23. El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 29 % de NH3 en peso y tiene una densidad de 0.90 g/ml. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?. 24. Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g de H2 SO4 por litro de solución tiene una densidad de 1.329 g/ml. Calcular: a) el porcentaje en peso y b) la molaridad del ácido sulfúrico en solución.
  24. 24. 25. Cuántos gramos de CuSO4 (Mr = 160) se requieren para preparar 150 mL de disolución de CuSO4 0,24 Molar? 26. ¿Qué molalidad obtenemos al mezclar?: a.- 2,50 litros de agua en 120 g de NaOH. b.- 50 mL de alcohol (d= 0,78 g/ml) 100 g de Nitrato de plata c.- 400 mL de líquido (d = 1,2 kg/l) en 80 g de hidróxido de zinc. 27. 25 g de éter etílico (C2H5OC2H5) se han mezclado con 1 gr. de ácido esteárico C17 H35COOH. ¿Cuál es la fracción molar de cada componente y de la solución? 28. En 900 g de agua han disuelto 2 moles de soluto. ¿Cuál es la fracción molar de cada componente y de la solución? 29. Una solución de agua (H2O) disuelta en alcohol (C2H5OH) esta al 20 % en masa. ¿Cuál es la fracción molar de cada componente y de la solución?

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