Conceptos Fundamentales de Química: Materia, Masa, Mol y Concentración de Disoluciones

Conceptos Fundamentales de Química

Clasificación de la Materia

• Sustancias puras
  • Elementos: No se pueden descomponer en sustancias más simples. Ejemplo: Oro (Au), Oxígeno (O).
  • Compuestos: Se pueden descomponer en sustancias más simples. Pueden ser:
    • Simples: Formados por un solo tipo de elemento. Ejemplo: Oxígeno molecular (O₂).
    • Puras: Formados por dos o más tipos de elementos. Ejemplo: Agua (H₂O).
• Mezclas: Combinación de varias sustancias puras.
  • Homogéneas: No se diferencian sus componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con sal.
  • Heterogéneas: Se diferencian sus componentes a simple vista. Ejemplo: Agua con aceite.

Conceptos Básicos

• Masa atómica (Ma): Es la masa de un átomo, medida en unidades de masa atómica (uma).
• Masa molecular (Mm): Es la masa de una molécula.
• Mol: Cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 10²³ (Número de Avogadro, N_A) partículas.
• Gases en Condiciones Normales (CN): Presión de 1 atmósfera (atm) y temperatura de 0 °C (273,15 K).
  • 1 mol de cualquier gas en CN ocupa 22,4 L.
  • En otras condiciones: PV = nRT (Ecuación de los gases ideales).
  • 1 atm = 760 mmHg.

Composición Centesimal

La composición centesimal de un compuesto determina los gramos de cada uno de los elementos que lo forman por cada 100 gramos del compuesto.

Ejemplo: HNO₃

En 63 g de HNO₃ hay 1 g de H, 14 g de N y 48 g de O.

• % de H = (1 g H / 63 g HNO₃) x 100 = 1,58 %
• % de N = (14 g N / 63 g HNO₃) x 100 = 22,2 %
• % de O = (48 g O / 63 g HNO₃) x 100 = 76,2 %

Determinación de la Fórmula de un Compuesto

• Fórmula empírica: Es la fórmula simplificada de un compuesto.
• Fórmula molecular: Es un múltiplo de la fórmula empírica. Representa la fórmula real del compuesto.

Determinación de la Fórmula Empírica

1. Dividir la masa de cada elemento (en gramos) por su masa atómica (Ma) para obtener los moles de cada elemento.
2. Dividir todos los resultados obtenidos por el menor de ellos y aproximar al entero más cercano. Si se obtiene un número como 1,5 o similar, multiplicar todos los resultados por un número entero (2, 3, etc.) hasta obtener números enteros.

Determinación de la Fórmula Molecular

Se necesita la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia (puede ser un dato o se puede calcular usando la ecuación de los gases ideales: PV = nRT; Mm = g·R·T / P·V).

Ejemplo:

• Fórmula empírica: NH₂
• Masa molecular: 32 g/mol
• (Fórmula empírica)_n = Fórmula molecular
• (Masa de la fórmula empírica)_n = Masa molecular
• (16)_n = 32
• n = 32 / 16 = 2
• Fórmula molecular: N₂H₄

Formas de Expresar la Concentración de una Disolución

1. Riqueza o % en peso: Gramos de soluto en 100 g de disolución. % = (g soluto / g disolución) x 100
2. Molaridad (M): Moles de soluto en 1 L de disolución. M = moles de soluto / V disolución (L)
3. Molalidad (m): Moles de soluto por kg de disolvente. m = moles de soluto / kg disolvente
4. Fracción molar (X): Relación entre los moles de cada componente y los moles totales. X_soluto = moles de soluto / moles totales; X_disolvente = moles de disolvente / moles totales; X_soluto + X_disolvente = 1

Importante: Densidad de la disolución (d) = masa de la disolución / Volumen de la disolución

Preparación de una Disolución a Partir de una Muestra Sólida

Ejemplo: Preparar 500 cm³ de una disolución de NaOH 0,5 M a partir de una muestra sólida.

1. Calcular la masa molecular del NaOH.
2. Calcular los gramos de NaOH necesarios para la disolución.