El documento proporciona información sobre conceptos químicos fundamentales como el mol, las leyes de los gases, las disoluciones y la estequiometría. Explica que el mol es la unidad de cantidad de sustancia y equivale a 6,023 x 1023 entidades. También describe las leyes de los gases ideales, los diferentes métodos para expresar la concentración de una disolución, y que la estequiometría estudia las proporciones de sustancias en una reacción química.

1. Tema 0 Repaso de química

2. 1.- Concepto de mol En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio. Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico ( átomo-gramo ). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno. De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno .

3. Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma». De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 10 23 y es lo que se conoce como número de Avogadro

4. Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol. También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12. Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

5. Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.). La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.

6. 2.DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES. Cada sustancia simple o compuesta se representa mediante una fórmula , escribiendo los símbolos de los átomos de los elementos constituyentes, afectados cada uno de un subíndice. Una fórmula es la representación abreviada de una sustancia yexpresa su composición. Cálculo de la fórmula empírica . 1.Conociendo el porcentaje de cada elemento en el compuesto y las masas relativas de los elementos podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento del compuesto dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su masa atómica relativa. (esto es así porque suponemos que 100 gramos de compuesto y por tanto por ciento equivale a la masa del elemento en el compuesto).

7. 2. Dividimos el resultado obtenido por el valor más pequeño de todos. (esto nos da la relación de átomos de cada elemento respecto a la de uno concreto) 3.Y si el resultado no es un número entero, como no podemos tener por ejemplo 0,9 átomos, se multiplican los resultados obtenidos por un número entero 2, 3, 4, etc. Hasta que todos sean números enteros. OJO TODOS LOS RESULTADOS SE MULTIPLICAN POR EL MISMO NÚMERO ENTERO ES UNA PROPORCIÓN.

8. Cálculo de la fórmula molecular. 1.Para calcular la fórmula molecular primero hemos de conocer la masa molecular del compuesto. 2.Después aplicamos la siguiente fórmula: masa molecular = masa (fórmula empírica) x n donde n es el número entero por el cual debemos multiplicar la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular. Ejemplo: El análisis de cierto compuesto revela que su composición porcentual en masa es 40% de C, 6,67% de H, y 53,33% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? Masa relativa del elemento C: 40g H: 6,67g O: 53,33 g

9. Con la masa atómica de cada elemento, se calcula el número de moles que se corresponde con la masa anterior.. Este número es lo que llamaremos número relativo de átomos que van a formar parte del compuesto. C: 40/ 12 = 3,333 H: 6,67/1 = 6,67 O: 53,33/16 = 3,333 Seguidamente lo pondremos en una relación sencilla de números enteros. La forma de hacerlo es dividir los números anteriores por el que sea más pequeño. Así, el que es más pequeño saldrá 1 al dividirse por sí mismo. Los demás saldrán números enteros sencillos mayores que la unidad.

10. C: 3,333/3,333 = 1 H: 6,67 /3,333 = 2 O: 3,,333/3,333 = 1 La fórmula empírica es aquella que nos dice los elementos que forman el compuesto y la proporción de átomos qué tienen.. En nuestro caso la fórmula empírica será : C1H2O1 , o sea, CH2O Siguiendo con el ejemplo, el enunciado podría continuar así "...Si la masa molecular es de 180 u, ¿cuál es la fórmula molecular?" Calculamos la masa molecular de la fórmula empírica: Mf.empírica = 12 + 2·1 + 16 = 12 + 2+ 16 = 30 u

11. Escribimos la ecuación resultante de igualar la masa molecular de la fórmula molecular con su verdadera masa molecular. resolvemos la incógnita; o sea, el número de veces que se repite la fórmula empírica. 30 x = 180 ; x = 180 / 30 = 6 La fórmula molecular será: C6H12O6

12. 3 .- GASES. LEYES A) Ley (Hipótesis) de Avogadro : “Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de P y T , contienen el mismo número de moléculas y por tanto de moles”, es decir, a P y T constantes, el volumen ocupado por un gas es directamente proporcional al número de moles. a P y T ctes: B) Ley de Boyle-Mariotte : “ Para una determinada masa de gas, a T constante, la presión es inversamente proporcional al volumen”. a T y n ctes:

13. Ley de Charles y Gay-Lussac : “ Para una determinada masa de gas, a P constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. a P y n ctes: 2ª Ley de Gay-Lussac : “Para una determinada masa de gas, a V constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta”. a V y n ctes:

14. Todas estas leyes pueden reunirse en la llamada ecuación de estado de los gases ideales: P.V= nRT Para una misma masa de gas se cumple que p1.V1/T1= P2.V2/T2 En condiciones normales (273K y 1 atm) volumen de un mol de cualquier gas ocupa 22,4 l ( volumen molar) Un gas ideal es un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

15. Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals : Las leyes de los gases también se aplican a las mezclas de gases: la presión total es la suma de las presiones parciales de cada gas ( ley de Dalton) Se define presión parcial de un gas como aquella que ejercería si ocupara él solo el recipiente

17. 4.- DISOLUCIONES. MODOS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN En química , una disolución (del latín disolutio ) o solución es una mezcla homogénea, a nivel molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente . También se define disolvente como la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). La concentración de una disolución constituye una de sus principales características .

18. Y se suele expresar de las siguientes maneras: porcentaje en masa o Tanto por ciento en peso. Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente: Cuando la concentración es muy pequeña suele expresarse en partes por millon (ppm) que son los gramos de soluto que hay en un millón de gramos de disolución

19. b ) Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M . c) Molalidad. Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:

20. d) Normalidad: número de equivalentes de soluto que hay en cada litro de disolución Normalidad (N) = nºequiv/ Volumen (l) nº equiv= m/Pequv Pequiv= M/n , n en el caso de ácidos y bases es el nº de H y de OH respectivamente e) Fracción molar: relación que hay entre los moles de soluto y los moles de disolución  = ns/ (ns + nd)

21. 5.ESTEQUIOMETRÍA. Por estequiometría entendemos el estudio de las proporciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en la reacción química. Es decir, nos permite calcular las cantidades de sustancias que reaccionan y/o se producen, a partir de unos datos iniciales. A la hora de realizar cálculos estequiométricos, seguimos unas reglas básicas: - En primer lugar, escribimos la ecuación química completa debidamente ajustada (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en la fórmula de alguna de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos). - Ya que los coeficientes estequiométricos de la ecuación nos indican proporción entre moles de sustancias, debemos pasar el dato inicial a moles.

22. Atendiendo al resultado que nos piden, debemos trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la sustancia problema (nos la indican los coeficientes). Esto nos dará como resultado el número de moles de la sustancia problema. - Finalmente, ese número de moles lo pasamos a la unidad que nos esté pidiendo el problema (masa, volumen, nº de moléculas...)  ¿Cuántos g de H2O se producen cuando reaccionan 28 g de Zn(OH) 2 ? Reacción: Zn(OH) 2 + H 2 S  ZnS + 2 H 2 O 2 mol de hidróxido de zinc = 99.5 g reaccionan con 1 mol de ácido sulhídrico = 34 g y produce 1 mol de sulfuro de zinc = 97.5 g más 2 moles de agua = 36 g (la suma de los reactivos es igual al producto). Teórica 99.5 g 34 g 97.5 36 g Zn(OH) 2 + H2S -> ZnS + 2 H2O Real 28 g X

23. Se establece la relación teórico-Práctica, y se calcula la cantidad de agua. 99.5 g -------- 36 g 28 g -------- X X = (28) (36) /99.5 X = 10.1 g 5.1 CÁLCULOS ESPECIALES Reactivos impuros: Algunas sustancias no se encuentran puras al cien por cien, sino que contienen impurezas; de este modo, para trabajar con ellas, necesitamos disponer de un dato adicional: la riqueza (R) o tanto por ciento de sustancia pura que contienen. Así por ejemplo si nos dicen que tenemos una muestra de sulfuro de plomo (II) del 70% en riqueza, hemos de considerar que por cada 100 gramos de la muestra solo 70 gramos corresponderán al compuesto sulfuro de plomo (II).

24. Reactivo limitante: Es posible que inicialmente tengamos datos de dos o más reactivos. Lo más probable es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante , y debemos identificarlo, ya que es con él con el que debemos trabajar, considerándolo el dato inicial. Cuando de uno de los reactivos tenemos toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción (caso del oxígeno atmosférico en una combustión al aire libre, por ejemplo), se denomina reactivo en exceso .

25. Rendimiento de una reacción química: En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente, se agota. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. Por ejemplo, en una cocina de butano, parte del butano se escapa sin arder, o cuando uno de los reactivos es un sólido en trozos gruesos, la parte interior puede que quede sin reaccionar. El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, qué porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica).