Bien, buenas tardes. Vamos a empezar esta segunda sesión de la asignatura
de bases químicas del medio ambiente. Y mirad, lo primero que os quiero
indicar es este que tenéis aquí en pantalla, es este enlace, esta
grabación del curso pasado en la cual de este tema realicé esencialmente
ejercicios numéricos, ejercicios numéricos de exámenes que habían
salido en años anteriores. Estamos hablando del curso 22-23 y para atrás.
En ese sentido, pues os recomiendo que una vez que hayáis visto esta
grabación, veáis esta otra grabación también del tema 2 porque tenéis
un número muy significativo de ejercicios resueltos y explicados que han
salido en exámenes anteriores. ¿De acuerdo? Este año voy a explicar la
teoría con algunos ejercicios, con muchos menos ejercicios que el año
pasado. Por eso creo que se complementa una grabación. Esto irá pasando
en distintos temas. Bien, pues vamos a hablar de los gases, vamos a hablar
de disoluciones. Bueno, ya sabéis que la materia existe en tres estados
físicos, sólido, líquido y gaseoso. Y en el estado gaseoso, bueno,
¿qué es lo que caracteriza? Pues que aparece de una forma definida, se
puede comprimir, se mezcla y difunde con rapidez. En general, son mucho
menos densos los gases que los líquidos y sólidos. El comportamiento de
un gas viene determinado por la presión, por la temperatura, por el
volumen y por la cantidad de materia, que en química ya sabéis que es el
9 moles. Y veremos una ecuación de estado que nos relaciona todos estos
parámetros. La presión. La presión es la fuerza que se ejerce por unidad
de superficie. En el sistema internacional se expresan pascales, que son
newton partido por metro cuadrado. Newton partido por metro cuadrado.
¿Vale? Un newton por metro cuadrado es un pascal. ¿De acuerdo? ¿Qué
pasa? Que se utiliza en química normalmente otras unidades, como es la
atmósfera. Una atmósfera, una atmósfera de presión, lo tenéis aquí en
el recuadro, equivale a 1,01 por 10 elevado a 5 pascales. Una atmósfera
0,1,01 por 10 elevado a 5 pascales. Y también se utiliza mucho en química
los milímetros de mercurio. Esto viene de la experiencia de Torricelli,
¿no? En el medio normal. Una atmósfera sobre una altura de 76
centímetros o 760 milímetros. ¿Vale? Acordaros de estas equivalencias.
También a veces aparece el término tor. Un tor equivale a un milímetro
de mercurio. Vamos a ver distintas relaciones de los gases de dos estados
de un gas en función de que se mantenga constante alguna de las variables
antes mencionadas. Entonces, aquí tenemos uno, que es la ley de
Boyle-Mariott, que nos dice que una cantidad fija de gas, el producto de la
presión por el volumen es constante. O lo que es lo mismo que decir que el
volumen es inversamente proporcional a la presión. A mayor presión, menos
volumen. El producto P por V es constante. Lo tenéis aquí. ¿Vale? Si
nosotros representásemos la presión frente al inverso del volumen,
obtendríamos una recta. Otra, la ley de Charles-Gail-Lussac, ¿no? Que nos
dice que a presión constante, el volumen, ¿no? De una cantidad fija de
gas, el producto de la presión por el volumen es directamente proporcional
a su temperatura. Es decir, a mayor temperatura, ¿no? Un gas ocupa mayor
volumen. Lógico, ¿no? Siempre y cuando la presión sea constante, tenemos
una relación lineal. Una relación lineal. ¿Vale? Pero que también
podemos expresar que V partido por T es constante, o V1 partido por T1 es
igual a V2 partido por T2. Bien, también la ley de Avogadro, ¿no? Que nos
dice que... A presión y temperatura constante, el volumen que ocupa un gas
es proporcional al número de moles. ¿Eh? A presión y temperatura
constante, el volumen que ocupa un gas es proporcional al número de moles.
Y en los moles, sabéis que están relacionados con el número de Avogadro.
En un módulo de cualquier sustancia hay 6,02 por 10 elevado a 23 átomos o
moléculas, ¿eh? O unidades estructurales. ¿Vale? Ese número es válido
para cualquier molécula, para cualquier sustancia. Resumiendo, tenemos la
ley de Boyle que nos dice que la presión por el volumen es constante. La
ley de Schatz, ¿no? Que nos dice que el volumen no es directamente
proporcional a la temperatura absoluta. Cuidado, la temperatura absoluta,
no nos equivoquemos. No lo he comentado antes, pero aquí la temperatura
siempre hay que ponerlo en Kelvin, que son los grados centígrados más
273. ¿Vale? ¿Vale? ¿Sí? Y bueno, la ley de Avogadro, ¿no? La
proporcionalidad entre el volumen y el número de moles. Con todo esto,
nosotros podemos obtener lo que se llama la ecuación de los gases ideales,
que es esta que tenéis aquí en recuadro y que voy a subrayar, ¿no? Que
es P por V igual a nRT. P es la presión del gas que se espesa en
atmósferas, V el volumen que se espesa en litros, n es el número de
moles, T es la temperatura absoluta en Kelvin y el volumen de los gases
ideales, que tenéis aquí abajo, su valor, 0,082 atmósferas litro partido
mol Kelvin. Hay que saber que cuando tenemos un gas, un mol de un gas a una
presión de una atmósfera y una temperatura de 0 grados centígrados o 273
Kelvin, sustituyendo en esta fórmula vemos que el volumen que ocupa ese
gas son 22,4 litros, repito, a una presión de una atmósfera. Un mol de un
gas y temperatura de 273 Kelvin o 0 grados centígrados, el volumen que
ocupa es 22,4 litros. Esto nos puede servir en algún caso para hacer
algún factor de conversión de una nRT o tampoco os tenéis que preocupar
porque podemos aplicar directamente la fórmula siempre. Bien, ¿qué es un
gas ideal? Es un gas ideal, es aquel que no existen fuerzas de unión,
¿no?, y repulsión entre las moléculas. Su volumen es despreciable. Es
decir, no hay una presión interna de interacciones entre las moléculas ni
tampoco existe un covolumen. Hay una ecuación general de los gases para
una masa constante o para un número de moles constante que hay que
saberla, que es P por V partido por T igual a constante. Es decir, la
presión por el volumen partido de la temperatura absoluta en unas
condiciones determinadas será igual a la presión por el volumen partido
de la temperatura absoluta en otras condiciones. De manera que a partir de
esta ecuación general de los gases, si la temperatura es constante se
tacharían las T y tendríamos P por V constante o P1 por V1 igual a P2 por
V2. Si la presión es constante, V partido por T es constante, V1T1 partido
igual a V2 partido T2. Y por último, que está también englobada dentro
de la ley de Schatz-Gay-Lussac, que no lo hemos comentado antes, esta
ecuación que nos relaciona dos estados de un gas cuando el volumen es
constante. Presión partido por temperatura es igual a constante, P1
partido T1 igual a P2 partido por T2. Estas fórmulas tenemos que
conocerlas, todas estas cuatro fórmulas que están subrayadas que son un
resumen junto a la ecuación de estado P por V de un gas ideal, P por V
igual a nRT, ecuación de los gases ideales. Bien. Ahora bien. Esta
ecuación de los gases ideales nosotros la podemos ir transformando,
recordad, P por V igual a nRT. ¿A qué es igual el número de moles? A los
gramos de gas, a la masa de gas partido su masa molecular, de manera que
nosotros podemos poner que el número de moles es la masa partido la masa
molecular. Si yo sustituyo en la ecuación de los gases ideales, como veis,
aquí lo tenemos sustituido, ¿sí? ¿Eh? De aquí podría despejar,
nosotros podríamos despejar la masa molecular, ¿no? La masa molecular
sería igual a la masa de gas por nRT partido por P por V, ¿no? O también
podríamos determinar la densidad del gas. ¿Qué es la densidad del gas?
La masa partido por el volumen. Si nosotros en esta ecuación, ¿no?, lo
que hacemos es despejar el cociente de masa partido por volumen, fijaos,
sería peso molecular, masa molecular, perdón, por, voy a utilizar una
nomenclatura para evitar errores. ¿Eh? Masa molecular, como hemos dicho,
que es Pm por la presión partido por R y por T, es igual a la masa partido
por el volumen, que es igual a qué, a la densidad, a la densidad del gas.
Entonces, ¿qué podemos ver nosotros? Que la densidad de un gas es
proporcional a la masa molecular. Si yo quiero comparar dos gases que
están en las mismas condiciones de presión y temperatura, diré... Que,
que será más denso aquel que tenga mayor masa molecular. Así, en las
mismas condiciones de presión y temperatura, el O2, que tiene masa
molecular 32, será más denso que el N2, el nitrógeno, que tiene masa
molecular 28, que a su vez más denso que el hidrógeno H2, que tiene masa
molecular 2. La densidad, si queremos comparar densidades de gases, ¿eh?,
en ese sentido, lo podemos hacer en las mismas condiciones de presión y
temperatura, o si no calcularlas numéricamente, lo veremos después.
Después con algún ejemplo. La ley de Dalton de mezcla de gases, ¿qué
nos dice la ley de Dalton? Que la presión total de una mezcla de gases es
igual a la mezcla, perdón, es igual a la suma de las presiones parciales
de todos los gases de la mezcla, es igual a la suma de las presiones
parciales, ¿no?, de todos los gases de la mezcla, ¿vale?, ¿de acuerdo?
Es decir, independientemente, es decir, que no influye en la presión total
de gases, el que estén interaccionando las moléculas entre sí, porque la
presión interna es despreciable y sólo es debido a la presión individual
de cada una de las moléculas, ¿vale? A partir, trabajando con la
ecuación, la ley de Dalton, ¿no?, de esta presión total que suma las
presiones parciales y a partir de la ecuación de estado de un gas ideal P
por U igual a NRT, podemos deducir que la presión parcial de un gas, no
voy a hacer toda la constelación, es igual. ¿Vale? La presión parcial de
un gas es igual a la presión total por la fracción molar. Es decir, si yo
tengo una mezcla de gases y esta fórmula es importante, ¿eh?, es
importante, la presión parcial de un gas es igual a la presión total por
la fracción molar. ¿Y qué es la fracción molar? Lo veremos dentro de un
ratito también en la parte de disoluciones. La fracción molar de una
disolución, una disolución es una mezcla de gases, es igual al número de
moles de ese gas partido del número de moles totales. ¿Vale? La fracción
molar de un gas son los moles de ese gas partido de los moles totales. ¿De
acuerdo? Si solo tengo dos gases, pues la fracción molar del gas uno es
nueve moles del gas uno partido de nueve moles totales, nueve moles del gas
uno y nueve moles del gas dos. Vemos, pues, algún ejemplo, ¿eh? Aquí
tenemos ya algunos ejemplos, dice, dice, ¿cuántos moles de N2 están
contenidos en un volumen de 280 litros a cero grados y 760 milímetros de
medida? Y me da R. Mirad, lo primero que tenemos que hacer es, como
siempre, es transformar los grados centígrados a Kelvin. El volumen se
expresa en litros, como ya sabéis, y la presión en atmósferas, hay que
acordarse de la equivalencia, que una atmósfera son 760 milímetros de
mercurio. Entonces, tenemos P por V igual a NRT y no tenemos más que
sustituir N a que sea igual a P por V partido por RT. ¿Vale? NRT. ¿No? N
será igual a P por V partido por RT. P es la presión, V es el volumen, R
la constante de los gases ideales y T la temperatura absoluta, ¿eh? Y
tenemos el número de moles, ¿de acuerdo? Aquí tenemos el volumen de un
gas es de dos litros a 760 milímetros de mercurio. A temperatura
constante, ¿cuál será su presión si el volumen pasa a ser de 800
centígrados cúbicos? Bien. Nos tenemos que dar cuenta, nos tenemos que
dar cuenta, que aquí se mantiene constante la temperatura. ¿No? La
temperatura permanece invariable. ¿No? La temperatura permanece constante.
Entonces aplicamos la ley de Boyle-Marion, P por V igual a constante, P por
V igual a constante, P1 por V1 es igual a P2 por V2. ¿Vale? Entonces,
aquí no es obligatorio pasar a atmósferas y a litros, pero lo que sí
tenemos que tener claro es que tenemos que tener las mismas unidades. Las
mismas unidades a la derecha y a la izquierda. Como sabemos, bueno, 760
milímetros es una atmósfera, podemos trabajar en atmósferas o en
milímetros, ¿vale? El volumen son dos litros y lo que no puedo hacer es
poner 800 centígrados cúbicos. Tengo que pasarlo todo a litros o a
centígrados cúbicos. Si lo paso a litros será 0,8 litros, 0,8 litros, 2
litros, 0,8 litros. Entonces aplicamos P por V constante, despejo la
presión final. Si pongo la presión en milímetros me saldrá la presión
en milímetros. Si pongo la presión en atmósferas me saldrá la presión
en atmósferas. No es necesario hacer esta proporción que veis aquí
porque directamente si queremos tenerlo en atmósferas pondré una
atmósfera en lugar de 760 milímetros de mercurio. Un recipiente contiene
2000 litros de gas a 20 grados. La presión todo. Sabiendo que su masa es
de 2 kilos, ya sabéis en química la masa en gramos. P por V igual a nRT y
pensemos en el O2. La masa molecular del O2 es 32. Si nosotros tenemos 2000
gramos de O2, un mol de O2 son 32 gramos de O2, ¿vale? Luego estos serían
62,5 moles. Y aplicamos la ecuación de los gases ideales. P por V igual a
nRT. Donde no nos olvidamos de pasar la temperatura a Kelvin. 293 Kelvin.
El volumen ya está en litros, ¿vale? Y calculo la presión, 0.75
atmósferas. Ahora me dice, ¿qué volumen ocuparía este gas en
condiciones normales? Bueno, en condiciones normales, así como está
redactado este documento, se considera que la presión es una atmósfera y
la temperatura 2.73 Kelvin. Esto lo tenéis en vuestro manual, ¿no?
Entonces, aunque también hay otros parámetros estándares actualizados
que no son estos valores, pero asumamos estos términos de referencia,
¿vale? Entonces, el número de moles sería 62.5, ¿no? Y simplemente es
poner la temperatura 2.73 y presión 1 atmósfera. Y fijaos cómo el
volumen que ocupa ya no son 2.000 litros, sino 1.400 casi. Aquí tenemos
otro más. Dice, en una... Si en una bala de gases tenemos confinado
amoníaco, el volumen de la bala es de 50 litros, su temperatura es menos 2
grados centígrados. Acordamos de pasarlo a Kelvin, 2.71. Si el gas ejerce
una presión de 600, ¿cuántos gramos de amoníaco tendremos? Bueno, hay
que aplicar P por V igual a nRT. Calcular los moles y una vez que tengamos
los moles, tendremos los gramos, ¿vale? Entonces, ¿qué tenemos que
hacer? Pues convertir la presión que está en milímetros de mercurio,
pasarla a qué? A atmósferas. Una atmósfera, 760. Lo demás ya está en
las unidades. Bueno, hemos pasado a Kelvin, 271. R es 0,082, el volumen es
50. Y despejo n. Me sale 1,77 moles. Bien, el amoníaco es NH3. Esto hay
que saberlo, un poco de formulación. De esta forma se os pondrá una
grabación de formulación inorgánica. Entonces, la masa molecular es 17.
Si son 1,5... 1,77 moles, 17 gramos es 1 mol, y me queda 30,1 gramos, ¿no?
Es un factor de conversión. O bien aplicarmos la fórmula. Número de
moles igual a gramos partido masa molecular. Despejamos la masa. Soy más
partidario de hacer un factor de conversión, pero está bien de estudiar
dos formas, ¿eh? 1,77 moles y 17 gramos es 1 mol, ¿vale? Mol y mol se van
y me queda 30,1. Dice, ¿cuál será la densidad del CO2 en condiciones
normales? Ahí tendríamos que recurrir a la fórmula que hemos deducido de
la densidad en función de la masa molecular. Aquí he cambiado la
nomenclatura. En vez de poner densidad D, he puesto RO. Pero no pasa nada,
¿eh? Si queréis os pongo aquí una D para que no os quede ningún
problema. Es lo mismo, ¿eh? Y en vez de poner PM, he puesto MM, masa
molecular. Quizás sea más ortodoxo MM, ¿no? El equipo docente. Bien.
Entonces, ¿cómo es el CO2? La masa molecular... El CO2 es 12 más 16 por
2. Total, 44 gramos por mol. La presión en que pasa la atmósfera... Una
atmósfera son 760 milímetros de mercurio. Por lo tanto, estaríamos
hablando de 0,984 Kelvin. La temperatura, 129 grados centígrados. Hay que
sumarle 203 y serían 402 Kelvin. Por lo tanto, la densidad... La
densidad... ¿Eh? Se calcularía con esta fórmula. Presión por masa
molecular partido por RT. ¿Vale? Esto lo tenemos nosotros deducido
previamente. Y sale en gramos por litro, ¿eh? ¿Por qué? Porque la masa
en gramos y el volumen en litro en la cuestión de estado. ¿Eh? Dice
aquí. En un recipiente de 5 litros tenemos oxígeno a 2 atmósferas y 20
grados. En otro de 6 litros tenemos hidrógeno a 7 atmósferas y 21 grados.
Se mezcla. En un recipiente de 50 litros... ¿Cuál es la presión al
interior del recipiente? Bueno. Lo que tendríamos que saber en primer
lugar es qué cantidad de oxígeno y de hidrógeno tenemos inicialmente en
cada recipiente. Porque después la presión final, cuando juntemos,
dependerá del número de moles totales que tengamos. ¿Vale? Entonces
aplicamos una vez más la ecuación P por V igual a NRT y despejamos N, el
número de moles. El número de moles es P por V partido por RT. P por V
partido por RT. 0,42 moles en el primer caso y 1,74 en el segundo caso.
Entonces, si quiero calcular la presión total será presión total por el
volumen, que son 50, es igual al número de moles totales, que es la suma
de los dos. Ojo, de las dos cantidades. 2,16 moles. ¿Vale? Y de aquí la
presión puedo tenerla despejando. ¿Vale? La temperatura hay que pasarla a
Kelvin, ¿eh? 273 más 35. Y con ello nos saldrá la presión. Espero que
lo entendáis, ¿eh? Que es importante las unidades. No os equivoquéis con
las unidades, ¿eh? La presión siempre en atmósferas. Y tenemos otro
ejercicio más. Dice, tenemos una mezcla de 2,54 moles de hidrógeno y 3,58
moles de nitrógeno. Me da la mezcla, la presión total, 2,5. ¿Cuál es la
presión parcial de cada gas? Bueno, apliquemos Dalton. La presión parcial
de un gas, ¿a qué es igual? A la presión total, que la sabemos, por la
fracción molar. ¿Y cómo calculo la fracción molar de cada gas? La
fracción molar, ¿a qué será igual? Al número de moles de hidrógeno
partido del número de moles totales. ¿A qué será igual la fracción
molar de nitrógeno? Al número de moles de nitrógeno partido del número
de moles totales. Fijaos, como siempre, la suma de las fracciones molares
me da 1. ¿Vale? Una forma para comprobar que uno no se ha equivocado,
¿eh? La suma de las fracciones molares siempre da 1. ¿Vale? Entonces, el
número de moles de hidrógeno más el número de moles de nitrógeno,
¿no? Esto da 6,12. Y a partir de aquí yo calculo la fracción molar. Y
después, con la ecuación de Dalton, presión parcial igual a presión
total por fracción molar. Y también hay una cosa que podéis comprobar
que está bien hecho. De hecho, podríamos aplicarlo previamente. ¿Qué
es? Que... La fracción... La presión de hidrógeno más la presión de
nitrógeno es igual a la presión total. Y bastaría calcular la de
hidrógeno y restar la total para... No, la total, restar la de hidrógeno
para que podamos calcular la del nitrógeno. ¿Vale? La del nitrógeno.
¿De acuerdo? Bien. Pero vamos a hablar un poquito de la teoría cinética
molecular. Bien. ¿Qué tenemos que saber? Que las moléculas de un gas...
Se mueven al azar, en línea recta, en todas las direcciones y con
velocidad variable. Que el volumen que ocupan las moléculas es
despreciable con respecto al volumen que lo contiene. Que las fuerzas
intermoleculares, las fuerzas de interacción entre las distintas
moléculas... Esa presión interna en un gas ideal es despreciable. ¿Vale?
Que las colisiones entre las moléculas se consideran elásticas. ¿Qué
quiere decir esto? Que se conserva la energía cinética. La energía
cinética es constante. Y que la energía cinética media de las
partículas... Cuidado, ¿eh? De una partícula. La energía cinética
media es proporcional a la temperatura. A mayor temperatura, mayor energía
cinética. Y por lo tanto... Veríamos que la velocidad también sería
mayor. ¿No? Aunque ya sabéis que la energía cinética es un medio de la
masa por la velocidad. Veremos esto después. Bueno. ¿Cómo a partir...?
Nosotros podemos, a partir de la teoría cinética molecular, podemos
justificar las leyes que hemos visto. Obviamente. ¿Qué pasa? Que si
nosotros adicionamos... ¿No? Una mayor cantidad de gas en este
recipiente... ¿Qué ocurre? Y la presión es la misma, la presión
atmosférica... Aumenta la presión del gas y aumenta el volumen del gas.
¿No? Y se expande hasta que la presión del gas vuelva a ser igual a la
presión atmosférica. ¿De acuerdo? Un aumento de la presión exterior...
¿Qué ocurre? Que disminuye el volumen. ¿Vale? Hasta que... Que se
alcanza otro equilibrio. ¿Vale? ¿Sí? Disminuye el volumen. ¿Vale? Ley
de Boyle-Mariot. Para el gas sálcido y el USAC... ¿Qué pasa? Cuando
aumentamos la temperatura... ¿Qué pasa? Que las moléculas tienen mayor
energía cinética, chocan más rápidamente, aumenta la presión del gas.
¿No? Y se llega a expandir hasta que la presión del gas es igual a la
presión atmosférica. Se establece un equilibrio. ¿No? Y se va
expandiendo un gas. Se va expandiendo un gas manteniéndose ese equilibrio
que al final el gas tendrá esa presión atmosférica. Porque es un émbolo
móvil que no es rígido. Esto incrementa o lleva consigo un aumento del
volumen. Bueno, ¿qué tendríamos que saber? Que las moléculas se mueven
cada una de ellas a una velocidad determinada. Que podemos hablar de un
promedio cuadrado. ¿No? Las velocidades de cada partícula. ¿No? Y la
ecuación básica... Bueno, esta ecuación básica que tenéis de la
teoría cinética molecular, que es el producto P por V. ¿No? Es
proporcional a esa velocidad que veis aquí. ¿No? Que es una velocidad
cuadrática media. ¿No? Como veis. Y de hecho la velocidad cuadrática
media dependerá de la temperatura. Porque P por V es igual a RT. ¿No?
¿Vale? Para un mol. Bien. ¿Qué tenemos que saber? Que la velocidad
cuadrática media... ¿No? La velocidad cuadrática media de un gas es
proporcional a la raíz cuadrada de la temperatura e inversamente
proporcional... E inversamente proporcional a la masa particular. ¿Vale? E
inversamente proporcional a la masa molecular. A la raíz cuadrada de la
masa molecular. ¿Quién tendrá mayor velocidad cuadrática media? Los
gases más ligeros y los que se encuentren a mayor temperatura. ¿No? ¿De
acuerdo? Aquí tenemos lo mismo. ¿No? Velocidad cuadrática media. ¿Eh?
Proporcional a la raíz cuadrada de la temperatura e inversamente
proporcional a la raíz cuadrada de la masa molecular. Bueno. ¿Qué es la
difusión y la difusión de un gas? Hablamos de la ley de Graham muy
brevemente. La difusión... La difusión es el movimiento de un gas a
través del otro. Y la difusión es el proceso mediante un gas a través de
un orificio determinado. La ley de Graham nos dice que la velocidad de un
gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su densidad o de su
masa molecular. Es decir, la velocidad con que un gas se puede efundir,
¿no? Una difusión a través de un edificio será tanto mayor cuanto menos
denso sea el gas, cuanto menor sea su masa molecular. Es decir, o el
hidrógeno va a tener una velocidad de difusión mayor que el oxígeno,
evidentemente, porque tiene una menor masa molecular. ¿Vale? Un gas real.
Pues un gas real, ¿no? Pues ocurre que a temperaturas bajas y a presiones
mayores de una atmósfera, el gas deja de comportarse como un gas ideal. Y
entonces aquí tenéis una ecuación de Van der Waals donde tiene en cuenta
el covolumen y la presión interna. La presión interna tiene en cuenta la
presión de las fuerzas intermoleculares que hay entre las moléculas. Y la
presión interna tiene en cuenta la presión entre las moléculas de gas. Y
el término nv tiene en cuenta el covolumen. Es decir, que el volumen que
ocupan las moléculas no es despreciable y el volumen, por lo tanto, del
gas sería v menos el volumen que ocuparían las moléculas. Donde a y b
son parámetros que son constantes y dependen de cada tipo de gas. ¿Vale?
Pasemos ya a los líquidos, ¿no? Sabemos que tienen volumen fijo, poco
comprensibles, no tienen forma definida y pueden fluir. Se entran en el
sistema de la presión interna. Se entran en una viscosidad, resistencia
del líquido a fluir, una tensión superficial también, ¿no? Puede haber
unas fuerzas de adhesión entre las moléculas y unas fuerzas de cohesión.
Y eso hace que tengamos meniscos o forma de u en los tubos estrechos de los
líquidos, ¿no? Los líquidos, bueno, aquí los cambios de fase, como se
llaman, lo tenéis aquí en este cuadro que tenéis aquí arriba.
Interesante que todos lo sepamos, ¿no? Porque no debéis tener problemas,
¿no? De sólido a vapor se llama sublimación, de líquido a vapor
vaporización. Los procesos inversos son condensación, ¿no? O
solidificación de líquido a sólido y fusión de sólido a líquido. Nos
demos cuenta que estos procesos pueden tener lugar en ambos sentidos. Por
lo tanto, son reversibles. La entalpía de vaporización será igual a
menos la entalpía de condensación. Entalpía de fusión será igual a
menos la entalpía de Хорошо. la entalpía de solidificación. Y la
entalpía de sublimación, ¿no? De sólido a gas, esto sería igual a la
suma de la entalpía de fusión más popularización, ¿vale? Y que
también podríamos relacionarlo con la entalpía del proceso inverso.
Bueno, la presión de vapor. Sabemos que los líquidos volátiles no
ejercen una presión de vapor que será tanto mayor cuanto más volátil
sea el líquido. Sabemos que la temperatura de ebullición de un líquido
es aquella en que su presión de vapor coincide con la presión externa. Y
la presión externa es normalmente una atmósfera, ¿vale? Eso es el punto
normal de ebullición, ¿eh? Aquello en el cual la presión de vapor es
igual a la presión externa. En el caso del agua, a una presión de una
atmósfera la temperatura de ebullición sería una atmósfera. 100 grados
centígrados, perdóname. A una presión de una atmósfera 100 grados
centígrados. Aquí tenéis un diagrama de fases. Simplemente sólo
reseñaros, recordaros que existe un punto triple. Unas condiciones de
presión-temperatura en la cual pueden coexistir el sólido, el líquido y
el vapor. ¿Vale? Esto tiene lugar en estas condiciones que tenéis aquí.
El punto triple, en el caso del agua y cualquier sustancia tendrá su punto
triple. Sólo existe un punto en el cual coexisten las tres fases. Pero
pueden coexistir, en las líneas azules, ¿no? Existe un equilibrio, que
puede haber un equilibrio entre el líquido y el vapor, entre el vapor y el
sólido, el líquido y el sólido. Dentro de cada una de estas regiones
sólo existiría sólido, líquido o vapor. ¿De acuerdo? Bueno, una
disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en distintas
proporciones. Normalmente el disolvente es el que se encuentra a menor
proporción y normalmente es el agua, aunque puede ser un alcohol, por
ejemplo, etc. El soluto es el que se encuentra a menor cantidad y que,
bueno, puede ser un sólido que se disuelve en agua, por ejemplo. Podemos
tener disoluciones gaseosas como es el aire, disoluciones líquidas muy
frecuentes, sobre todo líquido-líquido y sobre todo sólido-líquido. Gas
líquido también, no tanto porque la solubilidad de los gases en el agua
es un líquido, pues, es parcial, ¿no? Y disoluciones sólidas que son lo
que se llaman las aleaciones, ¿no? Normalmente sólido-sólido, también
puede ser líquido-sólido, que son las amalgamas con el mercurio y gas
sólido también. Podemos hablar de distintos tipos de disoluciones en
función de la concentración o de la temperatura de la superficie. No de
su situación como tal, sino de la capacidad de disolver el soluto. Una
disolución saturada es aquella que ya no admite disolver mayor cantidad de
soluto. Una disolución no saturada, no saturada es la que se puede
disolver con una mayor cantidad de soluto. Y una disolución sobresaturada
es un sistema inestable donde hay más cantidad de soluto disuelto del que
tendría que haber y la que hay disuelto en una saturada. ¿Y esto cómo
ocurre? Esto ocurre porque tú puedes ir disolviendo algo calentando y
después se enfría. Y cuando se enfría... ¿Puede que no llegue a
precipitar? ¿O sí? No. Mientras no precipite, se dice que es una
disolución sobresaturada. Se añaden 200 gramos de nitrato de potasio a
medio litro de agua que se encuentra atentanado. Se indica el tipo de
disolución que se obtendrá sabiendo que la solubilidad es de 48 gramos
por 100 mililitros. Bueno, aquí lo que tenemos que hacer es calcular esta
concentración en gramos por 100 mililitros. ¿Vale? Si nosotros, esto
aquí nos ha hecho una proporción, si metemos 200 gramos en 500,
¿cuántos gramos habrá en 100? X son 40. ¿No? ¿Eso qué quiere decir?
Yo tengo una concentración, tendremos una concentración de 48 gramos de
KNO3 en 100 mililitros de agua. ¿No? Esto sería las... Sería, digamos,
la solubilidad. Ahora bien, en nuestro caso, ¿cuánto hemos obtenido? 40.
Por lo tanto, la disolución será no saturada. ¿No? Porque no alcanza la
saturación. Dicen que hay formas de expresar la concentración de una
disolución muy importantes. Vamos a ver después un poquito porcentaje en
masa, porcentaje en masa-volumen. Hay que aprenderse la definición de
todas ellas. Porcentaje en volumen, fracción molar, lo hemos visto hace un
momento. La molaridad, la normalidad y la moralidad. Todas ellas son muy
importantes y tendremos que memorizar y practicar. Aquí tenéis un poco la
definición operativa de cada una de ellas. Porcentaje en masa, gramos de
soluto partido gramos de disolución multiplicado por 100. Porcentaje en
volumen, volumen de soluto partido volumen de disolución multiplicado por
100. Porcentaje en masa-volumen, pues, masa de soluto partido volumen de
disolución, ¿no? Y multiplicado por 100. Normalmente la masa en gramos y
el volumen se suele dar en litros. Pero tenemos más, la fracción molar.
Bueno, aquí si tenemos un sistema con dos componentes, ya lo habíamos
dicho antes, sería moles de soluto partido moles de soluto partido moles
de disolvente. Estos son los moles totales, ¿vale? Y nos damos cuenta que
la suma de ambas fracciones molares de soluto más de disolvente siempre da
la unidad, la unidad. La molaridad, muy importante, que es la molaridad de
una disolución. Por los moles que tenemos de soluto. O litros de
disolución, o litros de disolución. Y la molalidad. La molalidad sería
el número de moles de soluto disueltos en un kilo de disolvente. El
número de moles de soluto partido un kilo de disolvente. La molalidad, la
molalidad. Moles de soluto partido kilos de disolvente. ¿Sí? ¿Y qué es
la normalidad? La normalidad. Número de equivalentes gramos de soluto
partido... ...volumen de disolución. Litros de disolución, ¿eh? Litros
de disolución, no confundamos. Los ppm, esto también se utiliza mucho en
la parte ambiental, en química ambiental. Las concentraciones en ppm son
habituales. Ppm son gramos de soluto, es una relación uno-un millón.
Serían gramos de soluto por cada millón de gramos de disolución. Y en el
caso de masa-volumen serían miligramos de soluto por litro de disolución.
Fijaos que sería una relación milígramo-litro, milígramo-litro. Ya si
quisiéramos partes por pillón serían gramos por diez elevado a nueve
gramos de disolución. O si lo queremos dar masa-volumen serían miligramos
por metro cúbico, por metro cúbico, ¿eh? Partes por pillón,
masa-volumen. Bien, vamos a ver aquí algún ejercicio de disoluciones.
Dicen, un litro de disolución... ...tiene que estar en... ...tiene que
estar en tensidad y contiene doscientos setenta y ocho coma diecisiete
gramos de energía acelera. ¿Cuál es el tanto por ciento en masa? Bueno,
yo tengo que saber qué es el tanto por ciento en masa. Masa de soluto
partido masa de disolución multiplicado por cien. Tengo que calcular,
tengo que calcular... ¿Cuántos gramos tengo en un litro? ¿Y qué es un
litro? Un litro son mil mililitros, mil mililitros. Por lo tanto hago un
factor de conversión. Mililitros de agua, uno coma ciento ochenta gramos
es un mililitro. Y cacharé... Cacharemos mililitros con mililitros. Y me
quedan mil ciento ochenta gramos. Mil ciento ochenta gramos. ¿Vale? Mil
ciento ochenta gramos. ¿Sí? Entonces, ¿cómo calculo el porcentaje de
masa? Los gramos de soluto, doscientos setenta y ocho partido los gramos de
disolución, mil ciento ochenta. ¿Queréis hacerlo con una proporción? Es
otra opción. Y eso sí, multiplicado por cien porque hay que darlo en
tanto por cien. Otro ejercicio aquí dice... Una disolución acuosa de
ácido sulfúrico tiene una densidad de uno coma cero cinco gramos por
mililitro. Y contiene ciento cuarenta y siete gramos... Y contiene ciento
cuarenta y siete gramos de ese ácido en mil quinientos mililitros de
disolución. Dice, calcule la fracción modal del soluto y del disolvente.
Bueno. Vamos a ver. Tenemos mil quinientos mililitros de disolución.
¿Vale? Utilizamos... ¿No? Tenemos estos mililitros de disolución.
¿Vale? Y sabemos que tiene ciento cuarenta y siete gramos de este ácido.
Con estos gramos de este ácido puedo sacar los moles de sulfúrico, que
serán uno coma cinco. Porque un mol son noventa y ocho gramos. Y los mil
quinientos mililitros de disolución puedo pasarlo a gramos de disolución.
¿Cómo? Con la densidad. La densidad es la magnitud física que me
relaciona la masa y el volumen de la disolución. Ya tengo los gramos de
disolución. ¿Cómo saco los gramos de agua restando? Porque sabemos que
la masa de disolución son la masa de ácido más la masa de agua. Restando
tenemos que la masa de agua es la masa de disolución menos la masa de
ácido. Y se da esta resta. Esto sería la masa de agua. Que bien, ¿no?
Una vez que tengo la masa de agua, con su masa molecular puedo calcular los
moles de agua. Y tenemos estos moles de agua. Entonces ya puedo calcular la
fracción molar. ¿Por qué? Porque la fracción molar, una vez que tenga
los moles totales de la disolución, que es la suma de los moles de soluto
más los moles de disolvente, no se puede hacer de otra manera. La
fracción molar de ácido serían los moles de ácido partido de los moles
totales. La fracción molar de agua serían los moles de agua partido de
los moles totales. ¿Vale? Y fijaos como siempre se cumple que la suma de
ambas fracciones molares me da la unidad. Me da, esencialmente, la unidad.
Aquí tenemos otro ejercicio. Se mezclan 100 mililitros de sulfúrico 0,4
molar con 50 mililitros de ácido sulfúrico 0,1 molar. ¿Cuál sería la
molaridad de la disolución resultante? Bien, aquí suponemos que los
volúmenes son aditivos y que por lo tanto el volumen total serán 150
mililitros. ¿Y cómo calculo la molaridad resultante? Pues tengo que
calcular los moles de soluto que hay en la primera disolución. Los moles
de soluto que hay en la segunda disolución. ¿Cómo lo hago? Lo puedo
hacer con la fórmula o con un factor de conversión. Aquí lo hacemos,
está puesto con la fórmula. Molaridad igual a moles para que pueda haber
volumen. O también se puede hacer... No, mire, yo sé que tengo 100
mililitros, 100 mililitros de disolución de sulfúrico 0,4 molar. 0,4
moles es a 1000 mililitros. 1000 mililitros que es un litro. Por lo tanto,
esto me queda 0,04 moles de sulfúrico. Igualmente puedo sacar los moles
que tengo de sulfúrico en la segunda disolución. Con un factor de
conversión o aplicando la fórmula. Molaridad igual al número de moles
partido por el volumen en litros. Despejando, el número de moles es igual
a la molaridad multiplicado por el volumen en litros. Una vez que tengo 102
moles, aquí los tenéis. Sumo los moles, sumo los volúmenes y tendré la
molaridad de la disolución resultante. Aquí tengo otro ejercicio. Se
desea preparar un litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 molar a
partir de ácido nítrico comercial. De pobreza. ¿Qué volumen debemos
tomar de la disolución comercial? Yo esto es como preparar una disolución
diluida. Yo lo haría por dilución. Pero aquí está hecho de otra manera.
Y lo voy a explicar. Veréis en otro ejemplo donde está hecho por
dilución. Mirad, yo quiero preparar un litro de disolución de ácido
nítrico 0,2 molar. ¿Qué tengo que saber? Cuánto soluto, cuántos gramos
necesito de HNO3 puro. Pues una de las formas que tengo es aplicar la
fórmula de la molaridad y despejar el número de moles. Porque moles
partido por el volumen. Aquí tendremos 0,2 moles. También en gramos.
Aquí hacemos un factor de conversión. Un mol son 63 gramos. Y tendremos
12,6 gramos de ácido nítrico. 12,6 gramos de ácido nítrico. Pero claro,
yo quiero saber el volumen que tengo que tomar de un ácido que es del 33,6
y del 71,5. Voy a ver estos gramos de nítrico puro. ¿Cuántos me
representan de impuro? Pues sí. 33,6 es a 100 de disolución. 12,6 serán
X. Es una proporción. Y necesitaré de ácido comercial 37,5 gramos. Pero
no me piden volumen. Entonces utilizaré ahora la densidad. Yo sé que la
densidad es 1,5. La densidad es masa partido por volumen. Puedo despejar el
volumen, masa partido por densidad. Y necesitaré 25 centígrados cúbicos,
25 mililitros de ácido comercial. Sé que esto no es fácil hacerlo por
este método. Porque hay que dar grano primero a moles. De moles a gramos.
De gramos de soluto a gramos de disolución. Con el porcentaje en masa. Y
de gramos de disolución a volumen de disolución con la densidad. Pedioso,
¿eh? Este es pedioso. Dice, calcule la molaridad de una disolución
preparada mezclando 150 mililitros de ácido nitroso 0,2 molar con cada uno
de los siguientes líquidos. 100 mililitros de agua destilada. ¿Qué
tenemos que hacer? Pues transformar, transformar, transformar, ver cuántos
moles tenemos de nítrico. Y después calcularemos la molaridad de la
disolución resultante con los moles de nítrico dividiendo por el volumen
total. Esos son los 150 mililitros más los 100 mililitros de agua
destilada. Entonces, ¿cómo calculo los moles que tengo de nítrico en
esos 550 mililitros? Por falta de conversión. ¿Vale? 0,15 litros. 0,2
moles es 1 litro. Tengo 0,03 moles de ácido nitroso. No nítrico, nitroso
que es el HNO2. El nitroso es HNO2. La semana que viene os pondré una
grabación de formulación para que podáis revisarla. ¿Vale? ¿Y cuál
será la moralidad de la disolución resultante? Pues los moles que tenemos
parecido al volumen total. 0,25. Y después, ¿qué pasa si lo que hago es
mezclar esta primera disolución con 100 mililitros de ácido nitroso 0,5
molar? Pues tendré que calcular los moles que hay en estos 100 mililitros
de 0,5 molar. Aquí lo tenemos. 100 mililitros, 0,1 litros. 1 litro, 0,5
moles. Ya tenía... Ya lo habíamos hecho antes, ¿eh? Los 150 mililitros
pasaban a moles. 0,2 moles es 1 litro de disolución. Por lo tanto, sumamos
las dos cantidades de moles. Ahora sumamos los moles de soluto que tenemos
en sendas disoluciones y dividimos por el volumen total que sería 150 más
100, 250. Suponemos volúmenes aditivos. Entonces sale una concentración
de 0,32 molar. Un ejercicio más. Si partimos de NaOH comercial de una
pureza de 98, ¿cuántos gramos debemos pasar para preparar 500 mililitros
1,5 molar? Pues tengo que ver en esos 500 mililitros 1,5 molar cuántos
moles de sosa hay. Entonces hacemos un factor de conversión o aplicamos la
fórmula porque la molaridad es igual al número de moles partido por el
volumen expresado en litros luego el número de moles a que es igual a la
molaridad por el volumen expresado en litros. ¿Vale? Tenemos esos moles.
Después, ¿qué hacemos? Aplicamos con la masa molecular sodio 23,
oxígeno 16 el dióxido de sodio es NaOH ¿vale? Masa molecular 40.
Entonces podemos hacer un factor de conversión. ¿No? 0,75 moles 40 gramos
es 1 mol y por lo tanto podemos tachar moles con moles ¿no? Esto si lo
pongo dividido ya no tengo que poner el menos 1 ¿vale? Y tenemos 30 gramos
pero 30 gramos sería puro ¿cuáles serían los gramos del 98% de riqueza?
¿no? Pues te haré un poco más. Si 98 gramos de puro hay 100 de comercial
en 30 habrá X. Por ejemplo. O se hace un factor de conversión tan
sencillo como poner 30 gramos de NaOH y poner arriba 100 gramos De NaOH
comercial y abajo 98 gramos de NaOH comercial. Y de aquí sacaríamos los
gramos comercial porque tachamos gramos de NaOH con gramos de NaOH. 30,61.
Esto sí que es una dilución muy clara. Dice, ¿qué volumen de una
disolución de glucosa 0,5 molar se necesita para preparar 750 mililitros
de disolución 0,013 por dilución? En toda dilución se cumple que el
número de moles de soluto es constante. Entonces, el producto molaridad
por volumen de la disolución concentrada es igual al producto molaridad
por volumen de la disolución diluida. De la disolución diluida. ¿Vale?
Entonces, tenemos volumen inicial 750 mililitros. Concentración 0. 0,013.
¿Volumen final? Bueno, puede ser así. O inicial o final. Bueno, me he
puesto al revés. Tendría más lógico ponerlo inicial, ¿no? Vamos a
ponerlo igual que aquí para que no os quede problemas. Porque al final tú
tienes la disolución diluida. La disolución diluida al final ha de ser de
750 mililitros. La molaridad final 0,013. Tú partes de una molaridad
0,025. Y quieres saber qué volumen necesitas inicialmente. 0,025.
Necesitas 39 mililitros de la disolución inicial sustituyendo. Solo 39
mililitros. Entonces, ¿cómo llegas a 750? Pues añado agua hasta llegar a
750. Añado agua hasta llegar a 750. Bueno, proceso de dilución. Bueno,
aquí hay que tener en cuenta que puede ser un proceso normalmente, cuando
es un proceso exotérmico, se produce siempre la disolución. Se produce
siempre la disolución porque siempre lleva consigo un aumento de
entropía, una disolución de un sólido en un líquido, ¿no? Aumenta el
desorden. Pero en los procesos endotérmicos, desde el punto de vista
termodinámico, tienen que tener una variación de entropía, un factor
entrópico, que haga que el proceso sea espontáneo. Todo esto lo veremos
con más detalle en el tema cuando veamos termodinámica. ¿Vale?
Termoquímica. ¿Vale? El término entrópico, incremento de S por T, ha de
ser mayor. Pues aquí lo veremos en otro momento, ¿eh? Con más detalle.
¿Bien? Es decir, tenemos que tener una variación de entropía positiva,
¿no?, que favorezca en gran medida ese proceso de disolución para que eso
sea posible. Por ejemplo, sales que son solubles en procesos de disolución
endotérmica es el cloruro de amonio. Las sales de amonio se disuelven, son
procesos espontáneos, ¿no?, pero son endotérmicos, ¿eh? Vale. ¿Qué
factores influyen en la solubilidad de un gas? Un gas en un líquido
influye la presión, ¿no? La presión afecta a la solubilidad. Tenemos la
ley de Henry. La solubilidad de un gas, ¿no?, es proporcional a la
presión. La mayor presión, mayor solubilidad. La temperatura constante,
la solubilidad de un gas en un disolvente, aumenta a medida que aumenta la
presión. Para meter CO2 en un gas, en un líquido, perdón, CO2 en un
líquido, pues cuanto mayor presión, mayor podré introducir. ¿No? Mayor
CO2 se va a disolver. Propiedades coligativas de las disoluciones. Ya para
ir acabando, estas propiedades coligativas dependen del número de
partículas de soluto disueltas y no de su naturaleza. Es decir, lo que
vamos a decir ahora depende, normalmente primero hablamos para sustancias
moleculares covalentes, válida para cualquier soluto covalente, ¿vale?, y
hablamos del descenso de la presión de vapor, de la elevación de la
temperatura de ebullición o descenso también de la temperatura de
congelación y de la presión osmótica. Es decir, ¿qué estamos diciendo?
Que yo tengo un disolvente como es el agua y nosotros le introducimos un
soluto, la presión de vapor de la disolución es menor que la del
disolvente puro, la temperatura de ebullición de la disolución es mayor
que 100, la temperatura de congelación es menor de 0 y la presión
osmótica que ejerce la molécula de soluto se calcula de una forma
determinada. por la fracción molar del soluto. Esto es el descenso. ¿Qué
es el descenso de la presión de vapor del disolvente puro menos la
presión de vapor de la disolución? Esto es el descenso, este incremento,
porque el disolvente puro tiene mayor presión de vapor que la disolución.
Aquí tenéis una aplicación que dice que la presión de vapor al
integrado del agua pura es 17,54 y cuál será la presión de vapor en una
disolución acuosa de glucosa formada por estos moles de glucosa. Entonces,
podemos aplicar la ley de Raoult que nos dice que la presión de vapor de
una disolución es igual a la fracción molar del disolvente por la
presión del disolvente puro, en este caso 17,54. Y la fracción molar del
agua serían los moles de agua partido de los moles totales, 0,956. Bien,
la elevación de la temperatura de ebullición y el descenso de la
temperatura de congelación viene dada por estas fórmulas que tenéis
aquí. El incremento de la temperatura de ebullición en una disolución es
proporcional a la molalidad del soluto y Kp es una constante ebulloscópica
que depende de cada disolvente. Depende de cada disolvente. Para el agua
tiene un valor determinado igual que la constante crioscópica o del
descenso del punto de congelación. El descenso del punto de congelación
es la constante crioscópica, Kp, por la molalidad. Y en el caso del agua
es 1,86. ¿Vale? grados centígrados, kilo partido por mol. ¿No? Ahora lo
veremos. La osmosis es el paso de moléculas del disolvente a través de
una membrana semipermeable de una disolución diluida a otra más
concentrada. La presión osmótica se determina con esta fórmula pi por v
igual a nRT que es una ecuación muy similar a la ecuación de estado,
¿no?, a la ecuación del gas ideal. Pi por v igual a nRT. Donde pi es la
presión osmótica y podemos sustituir n partido por v por concentración.
Concentración molal. ¿Vale? En disoluciones, sólo en disoluciones muy,
muy diluidas, muy diluidas, la molalidad se puede confundir con la
molalidad y la presión osmótica se podría expresar como pi por mRT
siendo m la molalidad. Pero esto sólo es para disoluciones muy, muy
diluidas. ¿Qué pasa cuando tenemos estas propiedades coligativas? Tenemos
un electrolito. Un electrolito. Algo que genera iones. Por ejemplo, un
electrolito fuerte, el crudo de sodio. El crudo de sodio se disocia en Na
más más Cl menos. Ya hemos dicho antes que estas propiedades coligativas
dependían del número de partículas. Sí. Antes los ejemplos típicos son
con moléculas covalentes como es la glucosa, la sacarosa, la urea. Pero
¿qué pasa si tenemos un electrolito? Una sal que genera iones. Pues que,
claro, aquí si es un electrolito fuerte, el crudo de sodio, por cada
especie NaCl aparecen dos. Na más y Cl menos. Dos especies. Entonces la
propiedad coligativa, el efecto sobre la propiedad coligativa viene
multiplicado por un factor I. ¿Y qué es el factor I? El número de
átomos o de iones o de moléculas que se generan en ese electrolito al
disolciarse el agua. ¿Vale? En el caso de la urea glucosa, la I vale uno,
pero en el electrolito fuerte depende del número de iones que tengamos. En
este caso serían dos. Y en electrolitos débiles estaría entre uno y dos.
Dependería, ¿no? Del grado de disolución. Eso lo veremos más adelante.
¿Vale? Y a los coloides os lo dejo que lo leáis un poquito. Vamos a pasar
ya a hacer ejercicios de actividades. ¿No? Por ejemplo, los ejercicios que
salieron el año pasado. Y perdonadme que no se esté el archivo. Fijaos
que en este archivo tenéis un número muy significativo de problemas. Ya
os he dicho antes que vierais la grabación del año pasado que os lo he
puesto en el enlace donde se explican bastantes problemas. Veis como en los
exámenes han salido bastantes ejercicios de este tema 2. ¿Eh? Pues esto
es lo que salió el año pasado. Dice, ¿cuántos moles de N2 están
contenidos en 200 litros de este gas a 25 grados y 760 milímetros?
Simplemente sería aplicar la ecuación P por W igual a nRT. La presión en
la atmósfera, la temperatura en Kelvin y despejamos el número de moles.
8,18. ¿Vale? Sería la solución. Al de abajo dice, en un recipiente hay
10 litros de HCl gas a una presión y una temperatura. Calentamos el gas
hasta duplicar la presión y el volumen. ¿Cuál es la temperatura final?
Pues mirad, aquí tenemos aplicada la ecuación de estado que nos relaciona
los estados de un gas en que varía tanto la presión y el volumen como la
temperatura. ¿Vale? Entonces no nos olvidemos de pasar la temperatura a
Kelvin. ¿Vale? La presión en atmósferas ¿no? y el volumen en litros.
Aplicamos la fórmula y me queda una temperatura en Kelvin de 1452K. Como
no me lo pide el resultado en centígrados lo dejo así. Si quisiera pasar
a centígrados ¿qué tendría que hacer? Pues... gastar el 273. ¿No?
Aquí tenemos dos ejercicios más que cayeron de disoluciones. ¿Qué
cantidad de dióxido de calcio hay distribuido con 200 mililitros de
disolución a 5 molal? Aquí lo tenéis hecho con un factor de conversión.
Partimos de los 200 mililitros de disolución y con la molaridad con la
molaridad pasamos a moles. ¿No? Ojo en que ya pongo abajo en vez de poner
un litro pongo mil mililitros para ahorrarme un factor de conversión.
Mililitros de disolución con mililitros de disolución me va entonces ya
tengo moles. Pero no me piden los moles me piden cantidad en gramos.
Calculo la masa molecular del dióxido de calcio 40 más 17 por 2 74 1 mol
74 gramos y ya tenemos los gramos de dióxido de calcio. ¿Vale? Y aquí es
muy parecido dice cuántos gramos de cromato de potasio se necesitan para
preparar 500 mililitros de disolución 0,3 molar. Pues apartamos de los 500
mililitros de disolución pasamos a moles con la molaridad y a gramos con
la masa molecular. Y sale 29,1 gramos que es el mismo factor de conversión
que en el caso anterior. ¿De acuerdo? Y ya en el siguiente tenéis lo que
salió en el examen 22-23 que a partir de aquí es lo que tenéis en la
grabación del año pasado que os he puesto al principio de la clase que he
explicado un número significativo de ejercicios. Y ya sólo por revisar
muy brevemente la P que salió el año pasado o si sale parecida o no dices
sabiendo que el peso molecular de la albúmina está una disolución
contiene 25 gramos de albúmina de huevo por litro ejerce una presión de
0,22 atmósferas a 25 grados. ¿Qué tengo que hacer? Aplicar la ecuación
pi de peso cosmético igual a CRT C es la molaridad R es que se dividido
por el peso molecular y la concentración que será los moles por el
volumen el volumen son 1 litro porque tenemos 25 gramos por litro por lo
tanto la concentración sería 7,27 por 10 elevado a menos 4 moles por
litro. Luego pi que es la presión osmótica sería igual a CRT C la
molaridad R la constante de los gases ideales y T la temperatura absoluta.
No es correcto porque sale otro valor como podéis ver. Dice aquí si
duplicamos la presión de un gas manteniendo constante la masa y la
temperatura su volumen será la mitad. Pues aplicamos la ley de
Boyle-Marion que por V es constante si yo duplico la presión el volumen
final será la mitad. Por lo tanto es verdadero. Tres una disolución
diluida puede ser saturada bueno eso sí si el compuesto disuelto es poco
soluble entonces tendremos una disolución saturada a pesar de ser diluida.
Si tengo yo una sal muy poco soluble será diluida la concentración será
muy baja puede ser una disolución saturada puede ser 10 elevado a menos 3
molar o 10 elevado a menos 4 molar. ¿Vale? En un recipiente adecuado se
recoge entre 300 mililitros de oxígeno a 27 grados y 752 milímetros de
presión. ¿Qué volumen ocupará este gas en condiciones normales?
Entendamos otra vez en condiciones normales presión en una atmósfera a
temperatura de 273 Kelvin. Aplicamos la ecuación de Staudt en relación a
dos estados de un gas p por v partido por t igual a p prima por v prima
partido t prima. Tenemos los datos iniciales no hace falta pasar atmósfera
ya litros porque basta que tengamos las mismas unidades a la derecha y a la
izquierda la temperatura eso sí siempre se puede hacer un ácido
fosfórico que tiene una concentración 0,01 molal si consideramos una
densidad 1 la molalidad ¿qué valdrá la molalidad? Bueno pues en una
disolución diluida la molalidad y la molalidad coinciden porque nosotros
podemos decir que un litro de disolución sería un kilo de disolución
0,01 molal es 0,01 molal en una disolución muy diluida cuidado como en
estos casos es muy diluida ¿de acuerdo? Bueno pues con esto hemos revisado
este tema 2 ¿no? Cualquier duda que tengáis lo comentamos en el foro o
por correo muchas gracias