Este documento trata sobre conceptos fundamentales de cálculo químico como el mol, las fórmulas empírica y molecular, y las leyes de los gases ideales. Explica que un mol representa una cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de partículas elementales o moleculares, y que la masa de un mol de una sustancia es igual a su masa atómica o molecular. También describe cómo calcular las fórmulas empírica y molecular a partir del análisis de la composición de un compuesto, y resume las leyes de Boyle, Gay-L

1. EL MOL. CÁLCULO QUÍMICO
EL MOL. CÁLCULO QUÍMICO
Física y química 1º Bachillerato
Física y química 1º Bachillerato
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2. • Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes
Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio
de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...
• Elemento: sustancia formada por átomos iguales
Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni
siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...
Oxígeno
Hidrógeno
Al hacer pasar una
corriente eléctrica a
través del agua, ésta
se descompone en
dos gases: hidrógeno
y oxígeno. El agua ha
perdido su identidad
(cambio químico)
A
PIL
2

3. • Mezcla Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
• Mezcla heterogénea
Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un
microscopio óptico
Tienen una composición no uniforme
La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria
Ejemplos: el granito, la sangre, ...
• Mezcla homogénea
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un
microscopio óptico
Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio
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4. DISOLUCION
DISOLUCION
ES
ES
• Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias
cuya composición es variable
• Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al
formarse la disolución.
• Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente
es el que se encuentra en mayor proporción
• El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas
• Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)
TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES
Estado de la
Disolvente Soluto Ejemplo
disolución
Gas Gas Gas Aire
Líquido Líquido Gas Cava
Líquido Líquido Líquido Vinagre
Líquido Líquido Sólido Agua de mar
Sólido Sólido Sólido 4Latón

5. SOLUBILIDA
SOLUBILIDA
D
• Una disolución D dice que está saturada cuando, a una determinada temperatura,
se
contiene la máxima cantidad posible de soluto
A B C
• Si añadimos un poco de sal en agua y agitamos, obtenemos una disolución (A)
• Las dos sustancias forman una mezcla homogénea (B)
• Si añadimos más sal, llega un momento que no se disuelve, y precipita al fondo (C)
• La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia
que es posible disolver en una cantidad de disolvente dada, a una temperatura
concreta 5

6. El proceso por el cual las moléculas del disolvente rodean a las moleculas del soluto y
se mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el disolvente es agua se llama
hidratación
Las disoluciones pueden ser:
.Diluidas: Si la cantidad de soluto es pequeña en comparación con la cantidad que se
puede disolver.
.Concentradas: Si la cantidad de soluto se acerca a la cantidad total que se puede
disolver.
.Saturadas :si se disuelve la cantidad máxima de soluto que en esas condiciones se
puede disolver en ese disolvente
Existen varios factores que afectan a la solubilidad:
-El tipo de soluto y disolvente.
-El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí
mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente
divididos y pulverizados.
-La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que
aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al
disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones
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7. CONCEPTO DE MOL
CONCEPTO DE MOL
• Un mol de una sustancia es la cantidad de esa
sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas
representativas
En un mol de distintas muestras hay el mismo
número de partículas (NA)
• La masa de un mol será proporcional a la masa de
sus partículas representativas 1 mol
de cobre
1 mol
de carbono
Los átomos de Cu son más pesados que los de C
• La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su
masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular)
del elemento (o compuesto) A :
1 mol de A = M gramos de A NA átomos 12 g
m (gra mos) de C
Nº de moles =
Masa molecular 7

8. UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa
de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 moléculas
de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide
con la masa molecular de dicho compuesto
UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento
que contiene 6,023 . 1023 átomosde dicho elemento y que expresada
en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento
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9. RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y
RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y
MOL
MOL
diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2
(cada molécula tiene 2 átomos)
un elemento
monoatómico: las del resto de elementos
• Molécula de ... (cada molécula tiene 1 átomo)
2 átomos de aluminio
un compuesto. Por ejemplo: Al2(SO4)3 ⇒ 3 átomos de azufre
12 átomos de oxígeno
• 1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 1023 átomos de Cu
• En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu
2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio
• En 1 mol de moléculas de Al (SO ) hay . . . 3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre
2 4 3
12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno
• En 1 mol de moléculas de Al (SO ) hay 342,17 g de sustancia
2 4 3
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10. EQUIVALENTE
Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina
o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno
Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H 2 2 FeH3
2 · 55,85 g de Fe 1 eq de Fe
= 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe
6 g de H 1 eq de H
Masa atómica
Para un elemento en general, se cumple que 1 eq =
valencia
*Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que
posee.
*Para una base la valencia es el número de OH que posee.
*Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar la carga de
los iones que la forman.
*En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que
gana o pierde esa sustancia o ese elemento.
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11. Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1
Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6
En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un
equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos
Equivalente=moles x valencia El agua es a la vez
El agua es a la vez
ácido y base:
ácido y base:
H2O =H+++OH- -
H2O =H +OH
2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O
VALENCIA 1.1=1
VALENCIA 1.1=1
2.1 1.2 1.2 2.1
2 eq de 2eq de 2eq de 2 eq de
NaOH H2SO4 Na2SO4 H2O
¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!
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12. GASES PERFECTOS. LEY DE
BOYLE
• Las moléculas de un gas se mueven libremente por todo el volumen del recipiente,
chocando con sus paredes. Al reducir el volumen, el número de choques aumenta,
y por tanto aumenta su presión
• Para una masa de gas dada a una temperatura fija, el volumen varía inversamente
proporcional a la presión
Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el
gas, el volumen se reduce a la mitad y se 1 atm
dobla la presión que ejerce el gas. De este
modo el producto P.V permanece constante
2 atm
P (atm)
12
10
8
6
4
2 1 litro 0,5 litros
2 4 6 8 10 12 V () 12

13. GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-
GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-
LUSSAC
LUSSAC
• Cuando se calienta un gas, aumenta la velocidad de sus moléculas
• Los impactos contra las paredes del recipiente son más violentos, lo que se traduce
en un aumento de presión
• La presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura, en grados
Kelvin, si el volumen se mantiene constante
300ºK 600ºK
A volumen constante ( V1 = V2 )
1 atm 2 atm
• •
se cumple que:
p1 p p
= 2 ⇒ = constante
T1 T2 T
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14. LEY DE LOS GASES IDEALES O
LEY DE LOS GASES IDEALES O
PERFECTOS
PERFECTOS
• Los gases ideales o perfectos verifican una ecuación más general que engloba las
leyes de Boyle y de Gay-Lussac. Es la llamada ley de los gases ideales:
p.V
= cons tan te siendo n el número de moles
n.T
• Esta constante es la llamada constante de los gases ideales, y se representa por R
Su valor es :
atm 
R = 0,082 0
K mol
• La ley de los gases ideales puede escribirse así:
P es la presión del gas en atm
p V= n R T
. . . V es el volumen del gas en litros
T es la temperatura del gas en K
n es el número de moles 14 gas
del

15. FÓRMULA EMPÍRICA Y
FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
MOLECULAR
• Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la
molécula de una sustancia
Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas
O CO2 CO
H2O O C O C O
H H
H2O2 O2
O O3
H O O O
H O
O O
• Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo
presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son
siempre los números enteros más bajos posibles
• A veces ambas fórmulas coinciden 15

16. TIPOS DE FÓRMULAS: -FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no
su número exacto.
-FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman
la molécula con su símbolo y su número exacto.
-FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay .
Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH3-CH3 , su fórmula
molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n
En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total
de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas)
contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma).
Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama
COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.
Me.n Me=masa del elemento
E% = .100 n=subíndice del elemento en la
M fórmula
M=masa molecular o peso fórmula.
En el HCl queda:
1 35,5
H= 100 = 2,74 Cl = 100 = 97,26
36,5 36,5
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17. APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N
y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula
empírica y su fórmula molecular.
DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u
a) Cálculo de la fórmula empírica
Masa Masa
Nº relativo de átomos Relación más sencilla Fórmula
Elemento relativa del atómica
(se divide la masa por m) (se divide por el menor) empírica
elemento (M)
30,435 2,174
Nitrógeno 30,435 14 = 2,174 =1
14 2,174
NO2
69,565 4,348
Oxígeno 69,565 16 = 4,348 =2
16 2,174
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n
n . (14 + 2 . 16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4
Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3
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18. MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN
MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN
DISOLUCIONES
DISOLUCIONES
• Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en
una cantidad de disolución dada
• Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto, es
decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.
• Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un
litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M
Número de moles de soluto
Molaridad =
Volumen en litros de disolución
• Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)
• Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua
1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1  que contenga agua hasta la mitad
2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva
3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1 
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19. Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución.
Indica los gramos de
Porcentaje g soluto
soluto en 100 gramos de % masa = x 100
en masa disolución g disolución
Indica los moles de moles de soluto
Molaridad M =
soluto en 1 litro de litros de disolución
disolución
Indica el nº de eq de eq de soluto
Normalidad soluto en 1 litro de N =
litros de disolución
disolución
NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA
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