Teoría

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Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS Química

1. INTRODUCCIÓN 





La química estud studiia aqu aquellos cambios bios que exp experiment enta la materia en los que se ve afectada su propia naturaleza (reaccione (reaccioness químicas). químicas). Es fundamental identificar y sustancias que inter vienen, empleados para adaptarse a sustancias: sólidos, líquidos, mezclas mezclas (disoluciones (disoluciones).).

medir las cantidades de así como los métodos las características de las gases, sustancias puras,

Unid Unidad ad espec especia ialm lment entee útil útil para para anali analiza zarr tran transfo sform rmac acion iones es:: mol.

Tema I CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS

Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS


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2. CONCEPTOS


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2. CONCEPTOS

PRINCIPALES PARTÍCULAS SUBATÓMICAS NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA Electrón e 0,00054 -1 Protón p+ 1 +1 Neutrón n 1 0 Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS


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2. CONCEPTOS 2.1. ISÓTOPOS cada una de las variedades de un átomo de cierto elemento químico, los cuales varían en el núcleo atómico.  El núcleo presenta el mismo número atómico (Z), constituyendo por lo tanto el mismo elemento, pero presenta (A). distinto número másico


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2. CONCEPTOS 2.2. Masa Atómica Relativa

Donde: A = masa atómica del elemento natural Ai = masa atómica de cada isótopo xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 



Cálculo de la Masa Atómica La masa atómica de un elemento es la masa media ponderada de sus isótopos naturales. Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero. La media ponderada quiere decir que no todos los isótopos tienen el mismo porcentaje.

Ejemplo:  El cloro tiene dos isótopos: Cl-35 en un 75,5 % y Cl -37 en un 24,5 %. Por tanto, la masa atómica media será:

Esta masa atómica es la que aparece en la tabla periódica para el cloro. Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 

  

El neón tiene 2 isótopos: uno de masa atómica 20 uma y abundancia del 90 % y otro de masa atómica 22 uma y abundancia del 10 %. ¿Cuál es la masa atómica media ponderada del neón (Ne)? a 20 uma. b 20,2 uma. c 22 uma.


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2. CONCEPTOS 

   

El magnesio tiene 3 isótopos: uno de masa atómica 24 uma y abundancia del 78,7 %, otro de masa atómica 25 uma y abundancia del 10,13 % y otro de masa atómica 26 uma y abundancia 11,17 %. ¿Cuál es la masa atómica media ponderada del magnesio (Mg)? a 24 uma. b 26 uma. c 24,32 uma. d 24,68 uma.


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2. CONCEPTOS 2.3. PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR El peso molecular es la suma de los pesos atómicos que entran en la fórmula molecular de un compuesto. Para averiguarlo toma la formula molecular del compuesto, toma los pesos atómicos que lo componen y multiplica cada peso por el subíndice. Mira la tabla periódica multiplica la MASA ATOMICA POR EL NUMERO ATOMICO. Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.3. PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR Las moléculas de las sustancias simples están formadas por una sola clase de átomos, por eso no se pueden descomponer. El número de las moléculas de las sustancias simples se indicacon un subíndice: Monoatómicas: Na; K; Ag Biatómicas: H2 O2 Poliatómicas: O3 S8 Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por dos o más clases diferentes de átomos:

H2O

H2SO4


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2. CONCEPTOS 2.3. PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR Molécula

m.atm(A)

m.mol.(M)

H2

1,008

2,016

O2

16

32

P 4

31

124

23

23

Na Sustancia H2O (agua) SO2(Dióxido de azufre)

Masa molecular relativa 18 64


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2. CONCEPTOS 2.3. PESO MOLECULAR O MASA MOLECULAR

1. ¿Cuál es la masa molecular del N2? Dato: La masa atómica del nitrógeno es 14 u.m.a. A.

42 uma

B.

Ninguna de las indicadas

C.

28 uma

D.

14 uma

E.

7 uma

F.

56 uma


16

�

��


2. ¿Cuál es la masa molecular del CaCl2? Dato: La masa atómica del calcio es 40 u.m.a. y la del cloro es de 35,5 u. m.a. A. Ninguna de las indicadas B. 35,5 uma C. 151 uma D. 115,5 uma E. 111 uma F. 75,5 uma G. 40 uma Tema I CONCEPTOS BÁSICOS

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3. Utilizando los datos que se adjuntan, escribe la masa molecular de cada uno de los compuestos. Datos: MNa = 23 uma ; M S = 32 uma ; M Ca = 40 uma ; M O = 16 uma ; MP = 31 uma ; MFe = 56 uma. Masa molecular del Na2SO4 =

uma

Masa molecular del Fe3(PO4 )2 =

uma

Masa molecular del Ca(OH)2 =

uma


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2. CONCEPTOS 2.4. MOL 



Mol es una unidad que está relacionada con la cantidad de sustancia que tenemos (átomos, moléculas, partículas en general). Cuando decimos que tenemos un mol nos referimos a que tenemos una cantidad determinada de partículas. La cantidad de partículas contenidas en un mol viene dada por el número de Avogadro (NA = 6,022 · 1023) Un mol de agua sería tener el nº de Avogadro de moléculas de agua, es decir, 602.2003000.0002000.000 1000.000 moléculas de agua. La masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o atómica para los átomos) expresada en gramos es la denominada masa molar . La masa molecular del agua es 18 u.m.a, La masa de un mol (del número de moléculas indicado antes) es de 18 g.


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2. CONCEPTOS 2.4. MOL


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2. CONCEPTOS 2.4. MOL. Ejercicios 1. Para el sulfato de cobre CuSO4. (Masas Cu: 63.55; S: 32.01; O: 16.0) Determine: a) Masa molecular. b) Masa molar. (Respuesta: a) 159.6 uma; b) 159.6 g/mol) 2. Para el fenol C6H6O (Masas C: 12.0; H: 1.0; O: 16.0) Determine: a) Masa molecular. b) Masa molar. (Respuesta: a) 94.0 uma; b) 94.0 g/mol) 3. Para el nitrato de calcio Ca(NO3)2 (Masas Ca: 40.08; N: 14.0; O: 16.0) Determine: a) Masa molecular. b) Masa molar. (Respuesta: a) 164.1 uma; b) 164.1 g/mol) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.4. MOL. Ejercicios 4. Para la acetona C 3H6O. Determinar: a) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en una molécula de acetona. b) Cuántos átomos hay en una molécula de acetona. c) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en un mol de acetona. d) Cuántos átomos hay en un mol de acetona. (Respuesta: a) 6 átomos de H; b) 10 átomos; c) 3.61 · 10 24 átomos de H; d) 6.02 · 1024 átomos). 5. Para el furano C4H4O. Determinar: a) Cuántos átomos de carbono (C) hay en una molécula de furano. b) Cuántos átomos hay en una molécula de furano. c) Cuántos átomos de carbono (C) hay en un mol de furano. d) Cuántos átomos hay en un mol de furano. (Respuesta: a) 4 átomos de C; b) 9 átomos; c) 2.41 · 1024 átomos de C; d) 5.42 · 10 24 átomos). Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.4. MOL. Ejercicios 6. Para la fenantrolina C12H8N2. Determinar: a) Cuántos átomos de nitrógeno (N) hay en una molécula de fenantrolina. b) Cuántos átomos hay en una molécula de fenantrolina. c) Cuántos átomos de nitrógeno (N) hay en un mol de fenantrolina. d) Cuántos átomos hay en un mol de fenantrolina. (Respuesta: a) 2 átomos de N; b) 22 átomos; c) 1.20 · 1024 átomos de N; d) 1.32 · 1025 átomos). 7. Calcule cuántos moles hay en 3.0 g de helio (He). Considere la masa molar del helio como 4.0 g/mol. (Respuesta: 0.75 moles de He) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.4. MOL. Ejercicios 8. ¿Cuántos moles hay en 30 gr de H2SO4?. Datos: AS: 32; AO: 16; AH: 1 (S: 0.3 moles) 9. ¿Cuál es la masa (o cuánto pesa) de 2.5 moles de H2SO4? Datos: AS: 32; AO: 16; AH: 1 (S: 245.2 gramos) 10. Tienes 3·10 23 moléculas de carbonato de calcio CaCO 3, ¿Cuál es su masa? Datos: A C: 12; AO: 16; ACa: 40 (S: 50 gramos) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.


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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA La fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. Ejemplo,: hidrazina (N2H4), que se utiliza como combustible para cohetes. La fórmula empírica de la hidrazina es NH2 La relación entre el nitrógeno y el hidrógeno es 1 : 2, tanto en la fórmula molecular (N2H4) como en la fórmula empírica (NH2); Sólo la fórmula molecular indica el número real de átomos de N (dos) y de H(cuatro) presentes en una molécula de hidrazina. Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 1. D�� 21,6% �� , 33,3% �� C� � 45,1% �� . D��: � �� = 23 �� ; �C� = 35,5 � ; � � = 16 ��. Masa en Masa Relación de Relación números enteros Elemento la atómica átomos sencillos muestra Na 21,6 g 23 u 21,6 / 23 = 0,939 0,939 / 0,938 = 1 Cl 33,3 g 35,5 u 33,3 / 35,5 = 0,938 0,938 / 0,938 = 1 O 45,1 g 16 u 45,1 / 16 = 2,819 2,819 / 0,938 = 3 (�� ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 2. �� 1,515 � �� 1,886 � �� . D�� . D��: � �� = 65,38 �� ; � � = 16 ��. Elemento Zn O

Masa en la Masa Relación números enteros Relación de átomos muestra atómica sencillos 1,515 g 65,38 u 1,515 / 65,38 = 0,0232 0,0232 / 0,0232 = 1 1,886 –1,515 16 u 0,371 / 16 = 0,0232 0,0232 / 0,0232 = 1 = 0,371 g

(�� ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 3. D�� : 48,96% �� , 26,52% �� C� � 24,52% �� . D��: �� = 16 �� ; � C� = 52 �� ; � � = 32,1 ��.

Elemento O Cr S

Masa en la Masa Relación de muestra atómica átomos 48,96 g 16 u 48,96 / 16 = 3,06 26,52 g 52 u 26,52 / 52 = 0,51 24,52 g 32,1 u 24,52 / 32,1 = 0,764

Relación números sencillos 3,06 / 0,51 = 6 0,51 / 0,51 = 1 0,764 / 0,51 = 1,5 (1,498)

Para que la relación sea de números enteros sencillos deberemos multiplicar todo por dos:

Elemento O Cr S

Relación números enteros sencillos 6 · 2 = 12 1·2=2 1,5 · 2 = 3

(�� Cr 2S3O12 ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 4. D�� : 92,31% �� C � 7,69% �� H. �� 78 �, �� ? D��: � C = 12 �� ; �H = 1 ��

Elemento C H

Masa en la Masa Relación de átomos muestra atómica 92,31 g 12 u 92,31 / 12 = 7,692 7,69 g 1u 7,69 / 1 = 7,69

Relación números sencillos 7,692 / 7,69 = 1 7,69 / 7,69 = 1

(�� CH )

Calculemos la fórmula molecular: MCH = 12 · 1 + 1 · 1 = 13 u Fórmula molecular: (CH) x

M f.mlecular = 78 Mf.mlecular = MCH · x

Igualando ambas: 78 = MCH · x ; 78 = 13x ; x = 78 / 13 = 6 (S: fórmula molecular sería: (CH)6 , o sea, C6H6 ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 5. �� . �� 6.00 � �� 8.57 � �� . �C�� ?. D�� AF�: 55,85 ��; A �: 16 �� (�� )

6. E� �� 42.00 � � �� 14.3% �� H � 85.7% �� C. �C�� ?�C�� ?. AC: 12 ��; AH: 1 �� (�� ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios


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2. CONCEPTOS 2.5. FÓRMULA MOLECULAR Y EMPÍRICA. Ejercicios 7. E� �� 2,5 � �� C, H � � �� 5 � �� C� 2 � 2 � �� H 2�. �� 88�/��, �� . D�� A C: 12 ��; A H: 1 ��; A�: 16 ��;

(�� ) Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES ��

�A �� , ��


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��

��


�A �� , ��


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�A �� , ��


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2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES C�� , �� 1 � �� 2.

n = número de moles R = constante universal de gas = 8.3145 J/mol K N = número de moléculas k = cte de Boltzmann = 1.38066 x 10 -23 J/K = 8.617385 x 10-5eV/K k = R/NA NA = número de Avogadro = 6.0221 x 10 23 /mol Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES. Ejercicios 1. E� �� 200 �� 3 � �� 20�C. C�� 90�C �� .

Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles : � 1 � 1

=

� 2 � 2

El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en 3 Kelvin. � 2 200�� 3 293 � Tema I CONCEPTOS BÁSICOS

=

363 �

; � 2

=

247,78�� . 38

��

��

2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES. Ejercicios 2. �� 790 �� H� �� 25�C. C�� 200�C.

Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac: � 1 � 2 =

� 1 � 2 La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin. 790�� 298 �

=

� 2

398 �

; � 2

=

1055,1�� .


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2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES. Ejercicios 3. �� 80 �� 3 � �� 750 �� H�. �� 1,2 ��. �� ? C�� , �� B��:

P1.V1 = P2.V2 �� . �� . C�� 1 �� = 760 �� H�, �� B��: 750 �� 3 3 80�� 1,2�� 2 ; � 2 65,8�� 760�� / �� ⋅


=

⋅

=

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��

��

2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES. Ejercicios 4. �� 2 � �� . �� 2 �� 50�C?. D��: C.�., 0�C � 1 �� (�� ,�� )

5. �� 2 �. �� 200�C � 2 ��. C��: �� . D��: A � = 16 ��; �= 0,082 ��/�K�� (�� ,� ��)

6. E� �� . �� 4 �� 27 �C �� 402 �C �C�� ? �� 6080 �� H� �� ? Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.6. GASES IDEALES. Ejercicios 7. �� 500 �� 10�C. �� 37�C. 8. �� 25 �� 4 �� 11�C. �C�� , �� 1 �� 18�C


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2. CONCEPTOS 2.7. MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA 

2.7.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA SÓLIDA   



La cantidad de una sustancia sólida se determina midiendo su masa con una balanza. Conocida su formula podemos determinar el nº de moles que representa Cuando una sustancia no es el 100% pur a hay que conocer su riqueza

Ejemplo: Una muestra de 10 g de un mineral de blenda que contiene el 60% de ZnS, se pide: a) Gramos de ZnS puro b) Moles de ZnS que hay en la muestra a)

Si por cada 100 g de mineral hay 60 g de ZnS puro en 10 g habrán x g de ZnS puro


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2. CONCEPTOS 2.7. MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA  

2.7.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA SÓLIDA Ejemplo: Una muestra de 10 g de un mineral de blenda que contiene el 60% de ZnS, se pide: a) Gramos de ZnS puro b) Moles de ZnS que hay en la muestra Datos: AZn = 65,4 u.m.a. AS = 32 u.m.a. b) MZnS = 65,4 + 32 = 97,4 g/mol Si 97,5 g de ZnS corresponden a 1 mol de ZnS a 6 g de ZnS le corresponden x moles de ZnS


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2. CONCEPTOS 2.7. MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA 

Ejercicios: 1. Si tenemos 10 ml de una disolución de H 2SO4 con una densidad de 1,19 g/ml y una riqueza de H2SO4 del 26% en masa, se pide: a) Masa de H2SO4 puro b) Moles de H2SO4 que hay en la muestra Datos: AO = 16 u.m.a. ; AS = 32 u.m.a. ; AH = 1 u.m.a. S: a) 3,1 g b) 0,032 moles Nota: para conocer la cantidad de sustancia líquida, se mide su volumen y por medio de su densidad se halla la masa ( importante: a tener en cuenta la riqueza de la sustancia )

2. Calcula la masa del gas H 2 que hay en un recipiente de 10 litros si este ejerce una presión de 1,5 atm a 20ºC. Determina la densidad del H2 en estas condiciones S: densidad= 0,12 g/l Nota: para conocer la cantidad de sustancia gaseosa, se mide la presión, el volumen que ocupa y la temperatura, utilizando la ley de los gases ideales.


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2. CONCEPTOS 2.8. MEZCLA DE SUSTANCIAS 2.8.1. MEZCLA DE GASES 2.8.1.1. Ley de Daltón de las presiones parciales

En una mezcla de gases ideales, la presión total que ejerce la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de esos gases si estuviera en las mismas condiciones de la mezcla (igualV y T)


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2. CONCEPTOS 2.8. MEZCLA DE SUSTANCIAS 2.8.1. MEZCLA DE GASES 2.8.1.1. Ley de Daltón de las presiones parciales La presión que ejerce uno de los componentes de la mezcla es igual a la presión total por su fracción molar


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2. CONCEPTOS 2.8. MEZCLA DE SUSTANCIAS 2.8.1. MEZCLA DE GASES 2.8.1.2. Composición volumétrica de una mezcla de gases El porcentaje en volumen de un componente coincide con su porcentaje en número de partículas Así para los gases de la mezcla se cumple (PT .VT = nT . R . T donde VT = volumen del recipiente V) Si el gas 1 estuviese solo en las mismas condiciones de P y T ocuparía un volumen V1 donde PT .V1 = n1 . R . T Dividiendo ambas expresiones obtenemos

Importante:

no es lo mismo porcentaje en volumen que porcentaje en masa


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2. CONCEPTOS 2.8. MEZCLA DE SUSTANCIAS 2.8.1. MEZCLA DE GASES Ejercicio En un recipiente de 3 litros hay gas neón a 50ºC y 800 mm Hg. En otro recipiente de 2 litros hay gas hidrógeno a 25ºC y 600 mm Hg. Se abre la llave de comunicación entre ambos recipientes y se hace que el conjunto perma nezca a 40ºC. Calcula: a) La presión de la mezcla de gases y la presión que ejerce cada componente b) La composición de la mezcla expresada como porcentaje en masa y como porcentaje en volumen

S: a) PNe = 464,5 mmHg; P H2 = 253,7 mmHg; PT = 718,2 mmHg b) % Ne masa = 94,86% ; % H2 en masa = 5,14% % Ne volumen = 64,7% ; % H2 en volumen = 35,3% Tema I: CONCEPTOS BÁSICOS

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2. CONCEPTOS 2.8. 2. DISOLUCIONES


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