Profesorado para la Educación Secundaria en
BIOLOGIA
Material Nº: 5: Química General y
Biológica PRIMER AÑO Comisiones: D/8, C/7 y B/6 DOCENTE: PELLEGRINO, SILVIA
Guía de estudio y ejercitación
1-Magnitudes
atómico- Moleculares:
Masa Atómica Relativa:(peso atómico)
Los pesos atómicos son las masas relativas de
los átomos de los diferentes elementos químicos en una escala arbitraria, en la
que se toma como referencia la masa del isotopo del carbono 12 ( 12C).Actualmente
está en desusó el termino peso atómico, ahora se usa masa atómica relativa,
simbolizada por Ar.
La
masa atómica de un elemento químico es un número sin unidades que indica
cuantas veces es más pesado el elemento que la UMA (unidad de masa
atómica). La UMA se define como la
doceava parte de la masa absoluta de un átomo del isótopo del carbono 12.
Masa atómica: masa absoluta
del 12C
12
Masa Molecular Relativa (antes Peso Molecular):
es un número que expresa cuantas veces
es mas pesada la molécula de la sustancia considerada que la UMA. Actualmente
se habla de Masa Moleculares relativas Mr, se obtiene sumando las masas atómicas
de los átomos que constituyen la molécula, multiplicando por la cantidad de átomos
de cada especie química.
Ejemplo: ¿Cuáles la
masa del acido sulfúrico? Necesitamos la fórmula del acido: H2SO4Lugo
vamos a la Tabla periódica y sacamos los valores
Mr H2SO4=ArH.2+ArS+Ar
O.4= 1.2+32+16.4= 98
Concepto de Mol y Número de Avogadro: El mol es la cantidad de
materia que contiene tantas unidades elementales como átomos de carbono hay en
0,012 kg del isotopo de 12C. Las entidades pueden ser átomos,
moléculas, electrones, protones, iones, etc.
El número de
Avogadro (N) es el número de átomos individuales de carbono que hay en 0,012kg
del isotopo de 12C.
Su valor determinado por varios métodos es:
6,022. 1023
N=6,022.1023
entidades elementales
Mol
Podemos
concluir que el mol es la cantidad de materia que contiene el número de
Avogadro de partículas. Ejemplos: 1 mol
de electrones contiene 6,022.1023 electrones, 2 moles de átomos
de Sodio contiene 2. 6,022. 1023
Masa molares:
Mol de átomos: un mol de átomos de un
determinado elemento es la masa en gramos del número de Avogadro de átomos de
dicho elemento. Entonces un mol de átomos es la masa en gramos de 6,022 x 1023
átomos. En la práctica para determinar la masa de átomos de un elemento se busca
la masa atómica en la tabla periodice y
se la expresa en gramos. Ejemplos: un mol de átomos de cloro tiene 6,02.1023
átomos de cloro y pesa 35,4 g
1
mol de cloro
Contiene6,022.1023 átomos pesa 35,4 g (Ar de la TP)
Mol de moléculas: un
mol de moléculas de una sustancia es la masa en g del número de Avogadro de
moléculas. Por lo tanto, un mol de moléculas también se puede definir como la
masa en gramos de 6, 022.1023. En la práctica se determina la masa de un mol de cualquier sustancia y se expresa
en gramos.
Ejemplo la masa molar del agua H2O es 18 g Mr= 2.1,00+16= 18 g
1 mol de agua
Contiene6,022.1023
moléculas de agua pesa 18 g (Ar de la TP)
Volumen molar: se
define volumen molar de un gas, como el volumen ocupado por un mol de gas en
condiciones normales de presión y temperatura ( que se abrevia cono CNTP)Se
determino experimentalmente que el valor
es de 22,4 litros, siempre y cuándo la presión sea de 1 atmosfera(atm)=760 mmHg
y la temperatura 0ºC o 273 K.
1 mol de gas en CNTP
Ocupa 22,4 litros
Contiene6,022.1023 moléculas pesa Mr g
Esto implica que 1 mol de cualquier gas (CO2, N2,
O2, Cl2, H2, etc.) en CNTP ocupara un volumen
de 22,4l tendrá el nº de Avogadro de partículas.
EJERCITACION:
1)
Calcular la masa molecular relativa y molar
de: cloruro de hidrogeno (HCl), acido nítrico (HNO3)
2)
¿Cuántos moles de cloruro de hidrogeno
representan 1,81 .1024 moléculas?
3)
Determine el volumen en CNTP de :
a)28,18 g de gas cloro b) 6 g de Helio C) 2,25 mol de gas ideal d) 2,40 .1024 moléculas gas
ideal
4 ) Hallar la masa de :
a) 2,73 moléculas de nitrato de potasio
(KNO3) R: 45789g
b) 50 litros de dióxido de carbono en
CNTP R: 98,2 g
c) 20 moles de cloruro de sodio R: 1169 g.
5) Calcule la masa de un compenso si 1,8 .1018
moléculas tienen una masa de 1,11 mg. R:
371,3 g
Molaridad (M) en Soluciones: esta unidad expresa el
número de moles de soluto en 1 litro de solución
M=
moles de soluto
1 L de
solución
Ejemplo: una
soluciono 0,35 M (se lee como 0,35 molar) tiene o,35 moles de soluto por cada
litro de solución.
Para preparar
soluciones molares, por ejemplo soluion
acuosa 2M de acido sulfúrico debemos
calcular la masa de los 2 moles, calculando
la masa molar igual a 98g, entonces 98 x2=
Luego pesamos esa
cantidad de soluto y con cuidado la colocamos en matraz aforado de 1 litro,
agregamos agua hasta el aforo.
Ejercicios:
1)
Una solución de acido sulfúrico de concentración
70% p/p tiene una densidad de 1,61 g/ml. Calcule su molaridad
2)
¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) se
necesitan para prepara 500ml de solución 0,4 M?
3)
¿Si se parte de 20 g de soluto que volumen de
solución 0,4 M de hidróxido de sodio se obtendrá?
4)
Calcule la molaridad de una solución que contiene 8,8 acido clorhídrico (HCl)
disueltos en 800ml de sol. R=0.3M
5)
Se prepara una disolución disolviendo 8 g de
hidróxido de sodio en agua destilada y llevando a volumen en matraz aforado de
1 L. Calcule su molaridad y la masa de soluto necesaria para prepara 200ml de
una solución de igual concentración. R:
0,2 M R:1,6g
6) ¿Cuál es la M de una solución que contiene
hidróxido de bario (Ba(OH)2 disueltos en 2000ml de sol? R 0,03 M
DILUCIONES: cuando se preparan soluciones diluidas a partir de mas
concentradas se puede usar: C1.V1=C2.V2
Ejemplo: ¿Cuántos
ml de solución 0,5 M se necesitan para prepara 100ml de solución 0,05 M?
C1: 0,5 M V1??? C2=0,05M V2= 100ml
V1= C2xV2
0,05Mx100ml = 10 ml de acido.
V1 0,5M
