El porcentaje será igual tanto para forma molecular como para forma empírica.

Resumen

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El porcentaje será igual tanto para forma molecular como para forma empírica.

Para pasar de porcentajes a las formas, se piensa que hay 100g de compuesto y se pasan los porcentajes a gramos, y se divide en la masa molar del elemento para sacar los moles, los moles obtenidos se dividen por el mol más pequeño que se haya obtenido, el resultado de todas las divisiones, en el caso de no ser entero, se multiplica por un número para obtener enteros en todos los resultados, ese entero que da en cada resultado es la cantidad de mol de ese elemento en el compuesto. Esto nos dará la forma empírica.

Para conocer la forma molecular, hay que conocer el valor aproximado de la masa molar del compuesto, además de su forma empírica, multiplicar forma empírica para dar una masa molar igual a la dada anteriormente.

El reactivo limitante es el que se ocupa al 100%, el reactivo en exceso no se consume completamente. Ver los moles que se tiene al inicio para formar el compuesto y comparar con lo que nos dan, luego ver cuántos moles se producirían con los moles de cada uno, el que genere menos moles de compuesto será el reactivo limitante.

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Temperatura y presión pueden variar el %, también puede tomarse como g teóricos, y g reales.

Disoluciones

Saturada: máxima cantidad de soluto en disolvente, no saturada: menor cantidad de soluto que puede disolver, Sobresaturada: mayor cantidad de soluto que puede disolver.

Tipos de unidades de concentración: Físicas: [pic 3]

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Químicas:   ;   [pic 5][pic 6]

,  [pic 7][pic 8]

En sólidos y líquidos la solubilidad aumenta con la temperatura, aunque no en todos los casos. Se determina de forma experimental. En cambio en los gases la solubilidad disminuye con el aumento de temperatura .

Ley de Henry:  La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre el liquido.  Mayor presión del gas, mayor concentración  del gas disuelto. C=kP , más solubilidad.

Propiedades coligativas: solo dependen del número de partículas no de la naturaleza de estas.

-Disminución de presión de vapor:  si soluto es no volátil, la presión de vapor de la disolución es menor a la presión del disolvente puro.  Estas presiones dependen de la concentración del soluto.

Ley de raoult: Presión parcial de un disolvente en una disolución, P1, está dada por la presión de vapor del disolvente puro, P1°, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X1:  P1=P1°X1,        (en caso de más de un soluto).[pic 9]

Sí ambos solutos son volátiles, la presión de vapor de la disolución es igual a la suma de las presiones de vapor de los solutos. [pic 10]

Desviación positiva: cuando las fuerzas entre A y B son menores a las fuerzas de A y las fuerzas de B, moléculas abandonan disolución, endotérmico. P° vapor AB menor a las presiones de A y B.

Desviación negativa: cuando fuerzas entre A y B mayores a las de A y las de B (entre sí), exotérmico, P° vapor mayor a las de A y B.

En mezclas azeotropicas la desviación positiva es hacia abajo y la desviación negativa hacia arriba.

-Elevación punto de ebullición:  , molalidad. Soluto debe ser no volátil[pic 11]

-Disminución punto de congelación: [pic 12]

-Presión osmótica: Es la presión para detener la osmosis  , solo moléculas del disolvente pasar la membrana, movimiento del disolvente hacia la que tiene más concentración de soluto (osmosis),  misma concentración (por lo tanto misma presión) isotónicas, mayor concentración Hipertónica (mayor presión), menor concentración Hipotónica (menor presión).[pic 13]

Factor de Van Hoff: Para solutos iónicos, a todas las ecuaciones se les multiplica por                        , menos a la presión. A i se le aproxima la cantidad de iones.[pic 14]

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