Química PDF - Definiciones Químicas

Okay, here is the conversion of the provided document into a structured markdown format. ### UNIDAD IV **DEFINICIONES QUÍMICAS** COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de: 1. Utiliza las definiciones químicas de: peso atómico, número de avogadro y volumen molar. 2. R...

Okay, here is the conversion of the provided document into a structured markdown format. ### UNIDAD IV **DEFINICIONES QUÍMICAS** COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de: 1. Utiliza las definiciones químicas de: peso atómico, número de avogadro y volumen molar. 2. Realiza cálculos de pesos moleculares, números de átomos, número de moles, densidad, etc. **PESO ATÓMICO O MASA ATÓMICA:** Es la masa relativa de un átomo con respecto a la unidad de masa atómica (u.m.a.). Cada elemento químico tiene un peso atómico particular representado por el promedio de masa de sus isótopos, cuyos valores están especificados en la tabla periódica. **PESO MOLECULAR O ​​MASA MOLECULAR:** Es la masa relativa de una molécula con respecto a la unidad de masa atómica. Se halla sumando los pesos atómicos de todos los átomos que forman la molécula. **ÁTOMO GRAMO O MASA DE UN MOL DE ATOMOS (A):** Es igual al peso atómico de un elemento expresado en gramos. *Ejemplo:* * Un at-g de cloro equivale a 35.5 g * Un at-g de hidrógeno equivale a 1,008 g **MOLÉCULA GRAMO O MASA DE UN MOL DE MOLÉCULAS (M):** Es el peso molecular de una sustancia expresada en gramos. *Ejemplo:* El peso molecular del agua es: $H_2O...M = 2(\text{peso atómico del H}) + 1 (\text{peso atómico del O}) = 2(1) + 1(16) = 18 g$ 18 g de agua equivale a 1 mol de moléculas de agua El peso molecular del $H_2SO_4$ es: $H_2 + S + O_4 = 98$ $2 + 32 + 64 = 98g$ **NÚMERO DE AVOGADRO** Representa el número de átomos que existen en un átomo gramo (mol de átomos) de cualquier elemento o el número de moléculas que existe en un mol de moléculas de cualquier sustancia, este número es $6,023 \times 10^{23}$. Este es el número de átomos o moléculas que se tomo en cuenta para el peso atómico o peso molecular respectivamente. Por ejemplo: * 1 mol de moléculas = $6,023 \times 10^{23}$ moléculas * 1 at -g (mol de átomos) = $6,023 \times 10^{23}$ átomos En los siguientes cuadros se muestran equivalencias entre pesos atómicos, átomo - gramo, peso molecular, número de átomos y número de moléculas. | ELEMENTO | PESO ATÓMICO | ÁTOMO GRAMO | NÚMERO DE ÁTOMOS | | :------- | :----------- | :---------- | :---------------- | | H | 1,008 | 1,008 g | $6,023 \times 10^{23}$ | | O | 16,00 | 16,00 g | $6,022 \times 10^{23}$ | | CI | 35,5 | 35,5 g | $6,02 \times 10^{23}$ | | Ag I | 107,87 | 107,87 g | $6,022 \times 10^{23}$ | | MOLÉCULAS DE COMPUESTOS | PESO MOLECULAR | MOLÉCULA GRAMO | NUMERO DE MOLECULAS | | :----------------------- | :------------- | :------------- | :------------------ | | CO | 12+16=28 | 28 | $6,023 \times 10^{23}$ | | HC1 | 1,008 + 35,5 = 36,5 | 36,5 | $6,023 \times 10^{23}$ | | NH3 | 14 + 3(1,008) = 17,02 | 17,02 g | $6,023 \times 10^{23}$ | | COMPUESTO | NÚMERO DE MOLES | PESO EN GRAMOS | NÚMERO DE MOLÉCULAS | | :-------- | :-------------- | :------------- | :------------------ | | CO2 | 1 | 44 | $6,023 \times 10^{14}$ | | CO2 | 2 | 2(44) | $2(6,023 \times 10^{23})$ | | CO2 | 0,5 | 0,5(44) | $0,5(6,023 \times 10^{23})$ | NÚMERO DE ATOMO GRAMO O NÚMERO DE UN MOL DE ATOMOS (# at-g).- Se halla dividiendo el peso de un elemento en gramos entre su respectivo peso atómico. $\# at\text{-}g = \frac{\text{Pesoen gramos del elemento}}{\text{Peso atomico del elemento}}$ NUMERO DE MOL GRAMO O NUMERO DE MOLES DE MOLÉCULAS (n).- Se halla dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo peso molecular. $n = \frac{\text{Peso en gramos de la sustancia}}{\text{Peso molecular de la sustancia}}$ NÚMERO DE EQUIVALENTE GRAMO (#Eq-g).- Se halla dividiendo el peso de una sustancia entre su respectivo equivalente gramo. $\# Eq\text{-}g = \frac{\text{Peso en gramos de la sustancia}}{\text{Equivalente gramo}}$ EQUIVALENTE GRAMO.- De un elemento como la masa del mismo que se combina con 8 gramos de oxígeno o con 1 gramo de hidrógeno, o con la masa de otro elemento capaz de combinarse a su vez con 8 gramos de oxígeno o con un 1 gramo de hidrógeno. $\text{Peso equivalente} = \frac{\text{Peso atomico}}{\text{Valencia}} = \frac{Pa}{V}$ REGLAS PARA CALCULAR EL PESO EQUIVALENTE 1.- Para un elemento simple: Es el peso atómico dividido por la valencia $Peq = \frac{Pa}{V}$ Ejemplo: para el aluminio Peso atómico del $Al = 27 g$ $Peq = \frac{27}{3} = 9g$ 2.- Cuando se trata de un ácido, el peso molecular se divide por el número de hidrógenos sustituibles. Ejemplo: para el ácido sulfúrico Peso molecular del $H_2SO_4 = 2 + 32 + 64 = 98 g$ $Peq = \frac{M}{\text{Nº de H + sustituibles}} = \frac{98}{2} = 49g$ 3.- Cuando se trata de un hidróxido, el peso molecular se divide por el número de oxhidrilos. Ejemplo: Para el hidróxido férrico Peso molecular del $Fe(OH)_3 = 56 + 3(16+1) = 107$ $Peq = \frac{M}{\text{Nº de OH}} = \frac{107}{3} = 35,6g$ 4.- Cuando se trata de una sal, el peso molecular se divide por el número de cargas positivas o negativas (del catión o del anión). Ejemplo: para el carbonato de calcio Peso molecular del $CaCO_3 = 100 g$ Carga del catión $Ca^{2+} = 2$ Carga del anión $CO_3^{-2} = -2 $Peq = \frac{\text{Peso molecular de la sal}}{\text{Nº de cargas positivas o negativas}} = \frac{107 }{2} = 50g$ Ejemplo: Para el cloruro de aluminio $AICI_3$ $Peq = \frac{133,5}{3} = 44,5g$ VOLUMEN MOLAR ($V_m$).- Es el volumen ocupado por un mol de moléculas de una sustancia gaseosa, su valor depende de la temperatura y de la presión. En condiciones normales de temperatura y presión CNTP ($0 °C$ y $760 mmHg$), un mol de moléculas de cualquier sustancia gaseosa ocupa un mismo volumen, denominado volumen molar, cuyo valor es 22,4 litros. Según la hipótesis de Avogrado, 22,4 litros de cualquier sustancia gaseosa en CNTP contendrán el mismo número de moléculas, es decir $6,022 \times 10^{23}$ (Número de Avogrado). Por lo tanto el peso de 22,4 litros de cualquier gas en CNTP será su peso molecular. DENSIDAD ABSOLUTA.- La densidad de una sustancia es una propiedad que representa, la masa que tiene un cuerpo por cada unidad de volumen. Cuando se trata de sólidos y líquidos se expresa en gramos por $cm^3$. La densidad de un gas se expresa en gramos por litro, kilogramos por $m^3$ ó libras por pie 3. Para calcular la densidad absoluta de un gas, se debe conocer su peso molecular. Según el principio de Avogrado, un mol de moléculas de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros medidos en C.N. luego: $D = \frac{\text{Peso molecular}}{\text{volumen molar}} = \frac{M}{22,4L}$ *Ejemplos:* Considerando volumen molar y en condiciones normales de temperatura y presión. La densidad absoluta del oxigeno será: El peso molecular del oxigeno ($O_2$) es 32 g El volumen de un mol de moléculas de oxigeno en CNTP es 22,4 litros $D =\frac{32g}{22,4L} = 1,429 \frac{g}{L} \text{(peso de 1 litro de oxigeno en C.N.)}$ La densidad absoluta del hidrógeno será: El P.M del $H_2$ es 2 g $D =\frac{2g}{22,4L} = 0,0899 \frac{g}{L}$ DENSIDAD RELATIVA.- Es la relación que existe entre las densidades absolutas de dos cuerpos y es adimensional. Para sustancias gaseosas, es la relación entre la densidad del gas y la densidad de otra sustancia gaseosa tomada como referencia. Normalmente se emplea como patrón o referencia, el hidrógeno, el oxigeno o el aire. *Ejemplo:* Calcular la densidad relativa del oxigeno con respecto al aire: $D= \frac{\text{Densidad del oxigeno}}{\text{Densidad del aire}} = \frac{1,429 \frac{g}{L}}{1,293 \frac{g}{L}}= 1,105$ Significa que el oxigeno es 1,105 veces más pesado que un volumen igual de aire. Cuando se trata de calcular densidades relativas de cuerpos sólidos o líquidos normalmente se utiliza como referencia la densidad de agua. *Ejemplo:* Calcular el peso de 5 litros de dióxido de azufre medidos en condiciones normales. Primero se determina el peso molecular: $M_{SO_2} = 32+32 =64 \text{g/mol}$ Luego: 64 g de $SO_2$ ocupan === 22,4 litros X g de $SO_2$ ocupan === 5 litros $X =\frac{5 \text{litros} \cdot 64g}{22,4 \text{litros}} = 14,28 \text{g de } SO_2$