2.1- ORBITALES ATÓMICOS

TEORÍA
Cuando hablamos de orbital nos referimos a una zona determinada del átomo donde hay más probabilidad de encontrar un electrón.

Hay distintos tipos de orbitales, cada uno tendrá una forma determinada.

Cada átomo tiene un número de electrones determinado. Ese número de electrones se irán colocando en los orbitales de menor energía en primer lugar y una vez éstos estén llenos, pasarán a ocupar orbitales de energía superior.

Dentro de cada nivel de energía (nivel 1, nivel 2...), hay distintos tipos de orbitales, que pueden ser: 's', 'p', 'd' o 'f'.

Cómo se van llenando dichos orbitales lo veremos en el apartado de configuración electrónica, el objetivo de este apartado es conocer los aspectos generales de los orbitales.

- Orbital 's'
 

El orbital s tiene forma esférica y puede albergar dos electrones como máximo.

Hay 1 orbital s por cada nivel de energía, por tanto, dos electrones por cada nivel energético.




- Orbital 'p'

El orbital p tiene forma bilobulada. y también puede albergar dos electrones como máximo.

Hay tres orbitales p por cada nivel energético, por eso decimos que en el orbital p caben 6 electrones (2 electrones por cada orbital).


- Orbital 'd'

El orbital d está formado por cuatro lóbulos y puede albergar dos electrones como máximo.
 
Hay cinco orbitales d por cada nivel energético, por tanto diremos que los orbitales d pueden albergar hasta 10 electrones.



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EJERCICIOS PAU
De lo explicado en este apartado, no ha entrado nada específicamente en Selectividad, eso sí, son conceptos importantes, sin los cuales no entenderás los apartados que sí entran en Selectividad.

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1.9. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

TEORÍA
El rendimiento que tiene una reacción debe calcularse debido a que en cualquier experimento habrá pérdidas y por tanto no se va a producir tanta cantidad como se espera teóricamente.
Ejemplo:
La siguiente reacción, en la cual A se transforma en B, tiene un rendimiento del 60%:
                 A --> B
 esto significa que si tenemos 10 gramos de A, teóricamente deberíamos esperar que se produjeran 10 gramos de B, pero como el rendimiento es del 60%, solo se obtienen 6 gramos de B.

Debes saber que este punto solo ha entrado una vez en la PAU, se resuelve tal ejercicio a continuación.
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EJERCICIO PAU RESUELTO
Resolveremos a continuación un ejercicio sobre rendimiento que ha entrado en años anteriores en la PAU.

QUÍMICA. 2000. JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN A. APARTADO b
Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule:
b) la masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%.
Datos: R=0'082 atm·L·K^-1 ·mol^-1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4
Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer el siguiente ejercicio:

QUÍMICA. 2000. JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN A.

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1.8. FRACCIÓN MOLAR

TEORÍA
La fracción molar es la cantidad de moles de una sustancia que hay en una determinada muestra respecto al total de moles de dicha muestra:
                X_i = n_i / n_T
donde:
X_i = fracción molar de i
n_i = número de moles de i
n_T= número de moles totales
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EJERCICIO PAU RESUELTO
Resolveremos a continuación un ejercicio sobre fracción molar que ha entrado en años anteriores en la PAU.

QUÍMICA. 2008. JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN B. APARTADO b.
Una disolución acuosa de alcohol etílico (C₂H₅OH), tiene una riqueza del 95 % y una densidad de 0’90 g/mL.
Calcule:
b) Las fracciones molares de cada componente.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:
QUÍMICA. 2008. JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN B 
QUÍMICA. 2011. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN B

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1.7. DENSIDAD

TEORÍA
La densidad (símbolo d) es una magnitud escalar referida a la cantidad de masa en un determinado volumen de una sustancia. Como relaciona la masa con el volumen podemos verlo de dos formas: se refiere al volumen que ocupa unos gramos determinados o al revés, cuánto pesa un volumen determinado de muestra.
La fórmula es por tanto:
                 d=masa/volumen

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EJERCICIO PAU RESUELTO.
Resolveremos a continuación un ejercicio sobre densidad que ha entrado en años anteriores en la PAU.

QUÍMICA. 2010. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B. APARTADO a.
Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcule:
a) El número de moles de agua
Datos: Densidad del agua: 1 g/mL.

Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:

QUÍMICA. 2012. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B.
QUÍMICA. 2011. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN A.
QUÍMICA. 2010.  JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B.
QUÍMICA. 2006.  JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A.
QUÍMICA. 2002.  JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN B.

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1.6. PORCENTAJE EN PESO O RIQUEZA

TEORÍA
El porcentaje en peso o riqueza es la cantidad de sustancia que hay en 100 gramos de muestra (ya sea una disolución, un sólido...).
Ejemplos:

- Piedra que tiene el 60% de riqueza en Ca(CO₃)₂:
   Significa que en 100 gramos de piedra hay 60 gramos de Ca(CO₃)₂

- Disolución que contiene el 90% de riqueza en peso de NaOH:
   Significa que hay 90 g de NaOH por cada 100 g de disolución.

Debes saber: ¿Qué cantidad de NaOH hay en 200 g de disolución? Se calcularía con una regla de tres (ver ejercicio resuelto a continuación)

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EJERCICIO PAU RESUELTO

QUÍMICA. 2004. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A. Apartado a.
Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con
exceso de ácido clorhídrico, según:
CaCO₃ + 2 HCl ? CaCl₂ + CO₂ + H₂O
Calcule:
a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos.
Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS

QUÍMICA. 2004. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A.

QUÍMICA. 2003. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A.

QUÍMICA. 2002. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A.

QUÍMICA. 2000. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A.

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1.5. MOLARIDAD

TEORÍA
En química, la concentración molar (también llamada molaridad), es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado expresado en moles por litro.
Por tanto, la fórmula será la siguiente:
                                     M=moles/V(l)
donde:
M = molaridad
V(l) = volumen (litros)

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EJERCICIO PAU RESUELTO

Examen de septiembre de 2010, opción A, ejercicio 6, apartado c). Lo resolveremos a continuación (más abajo puedes encontrar los resultados de todos los exámenes en los que ha entrado este apartado).

QUÍMICA. 2010. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A
El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y
obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule:
a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución de nitrato de plata 0’5 M y de 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0’4 M.

Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS:

QUÍMICA. 2005. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A
El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción:
Zn + H₂SO₄ ? ZnSO₄ H₂
Calcule: a) La cantidad de ZnSO₄ obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H₂SO₄ 2 M.
b) El volumen de H₂ desprendido, medido a 25 ºC y a 1 atm, cuando reaccionan 20 g de Zn
con H₂SO₄ en exceso.
Datos: R=0'082 atm·L·K^-1 ·mol^-1. Masas atómicas: Zn = 65’4; O = 16; S = 32; H= 1.
Resultados:
a)  24'67 g ZnSO₄
b) 7'47 L
Solución de emestrada

QUÍMICA. 2006. JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN B
Una disolución de ácido acético tiene un 10% en peso de riqueza y una densidad de 1’05 g/mL.
Calcule:
a) La molaridad de la disolución.
b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un
volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada.
Masas atómicas: H 1 = ; C 12 = ; O 16 =
Resultados:
a)  1,75 M
b) 0,175 M
Solución de emestrada

QUÍMICA. 2010. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A 
El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y
obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule:
a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución de nitrato de
plata 0’5 M y de 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0’4 M.
b) Los gramos de reactivo en exceso.
Dato: Masas atómicas: O=16; Na=23; N=14; Cl=35,5; Ag=108.
Resultados:
a) 5,74 g de AgCl
b) 1,7 g de AgNO₃
Solución de emestrada

1.4. GASES IDEALES

TEORÍA
El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona éstos en dos formas principales.
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
                                                             P·V=n·R·T
donde:

• P  = Presión absoluta (atm, atmósferas)
• V = Volumen (l, litros)
• n  = Moles de gas (moles)
• R = Constante universal de los gases ideales (atm·l/K·mol)
• T = Temperatura absoluta (K, kelvin)

Debes tener en cuenta: que para utilizar esta ecuación los datos deben estar en las unidades arriba señaladas, de no ser así, habría que pasarlas (ver el ejercicio resuelto a continuación).

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EJERCICIO PAU RESUELTO

QUÍMICA. 2010. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B 

En el examen de septiembre de 2010, opción B, ejercicio 2, apartado c), había que aplicar la ecuación de los gases ideales. Lo resolveremos a continuación (más abajo puedes encontrar los resultados de todos los exámenes en los que ha entrado este apartado).

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS

QUÍMICA. 2010. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono: 

a) 11,2 L, medidos en condiciones normales. 

b) 6,023•10²² moléculas. 

c) 25 L medidos a 27ºC y 2 atmósferas. 

Datos: R = 0'082 atm·L·K^-1 ·mol^-1 

Resultados:
a) 0,5 moles
b) 0,1 moles
c) 2,033 moles
Solución de emestrada

QUÍMICA. 2008. JUNIO EJERCICIO 2. OPCIÓN B 
Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27º C y 0’1
atmósferas. Calcule
a) La masa de amoniaco presente.
b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente.
c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene.
Datos: R = 0'082 atm·L·K^-1 ·mol^-1. Masas atómicas: N = 14; H = 1
Resultados:
a) 0,069 g
b) 2,44·10 ²¹ moléculas de amoniaco
c) 2,44·10 ²¹ átomos de N y 7,33·10 ²¹ átomos de H
Solución de emestrada

QUÍMICA. 2002. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN A
Dada la siguiente reacción química:
2 AgNO₃ + Cl₂ --> N₂ O ₅+ 2 AgCl + 1/2 O₂
Calcule:
a) Los moles de N₂ O ₅ que se obtienen a partir de 20 g de AgNO₃ .
b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20º C y 620 mm de mercurio.
Datos: R = 0'082 atm·L·K^-1 ·mol^-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.
Resultados:
a) 0,058 moles
b) 0,85 litros
Solución de emestrada

1.3. VOLUMEN MOLAR

TEORÍA

Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 · 10 ²³ partículas. En el caso de sustancias gaseosas moleculares un mol contiene N_A moléculas. De aquí resulta, teniendo en cuenta la ley de Avogadro, que un mol de cualquier sustancia gaseosa ocupará siempre el mismo volumen (medido en las mismas condiciones de presión y temperatura).

Por tanto, sabemos que 1 mol de cualquier has en CONDICIONES NORMALES (P=1 atm, T=0ºC) ocupa un volumen d 22,4 litros.

Importante: tener en cuenta que esto se puede utilizar SOLO si se trata de un GAS y está en CONDICIONES NORMALES. Si en un ejercicio se te ocurre usarlo, está seguro de que no se trata de un líquido o un sólido!!

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EJERCICIO PAU RESUELTO

Resolveremos a continuación un ejercicio sobre volumen molar que ha entrado en años anteriores en la PAU.

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:

QUÍMICA. 2012. SEPTIEMBRE . EJERCICIO 4. OPCIÓN A
Un litro de CO₂ se encuentra en condiciones normales. Calcule:
a) El número de moles que contiene.
b) El número de moléculas de CO₂ presentes.
c) La masa en gramos de una molécula de CO₂ .
Masas atómicas: C =12 ; O=16.
Resultado:
a) 0,0446 moles de CO₂
b) 2,68·10 ²² moléculas de CO₂
c) 7,3·10 ^-23 g de CO₂
Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2006. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN A 
Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupan un volumen de 22’4 litros.
b) Contiene 6'02 10 ²³ · moléculas de agua.
c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno.
Resultado:
a)Falso. Ya que en esas condiciones el agua es liquida y los 22,4 litros ocupados por 1 mol se refiere solo a GASES.
b) Verdadera
c) Falso. El número de átomos de hidrógeno es el doble del número de átomos de oxígeno (H₂O)
Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2005. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A
Calcule el número de átomos contenidos en:
a) 10 g de agua.
b) 0’2 moles de C₄ H₁₀
c) 10 L de oxígeno en condiciones normales.
Masas atómicas: H= 1;O= 16

Resultado:
a) 1·10 ²⁴ átomos
b) 1,68·10 ²⁴ átomos
c) 5,37·10 ²³
Enlace a emestrada

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1.2 NÚMERO DE AVOGADRO y MOLES

TEORÍA

Número de Avogadro (NA): Es el número de átomos contenido en 12 g del átomo de carbono 12 (C¹²) y tiene un valor de 6,023•10²³.

Mol: es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 g del isótopo del carbono 12,
es decir, en 6,023·10²³.
Por tanto:

• Un mol de átomos contiene 6,023·10²³ átomos
• Un mol de moléculas contiene 6,023·10²³ moléculas
• Un mol de iones contiene 6,023·10²³ iones; etc.

Masa molar:
La masa de un mol de entidades elementales (6,023·10²³) expresada en gramos se define como masa molar, Mm. La masa molar coincide con el valor de la
masa molecular si bien la primera se expresa en gramos y la segunda en unidades de masa atómica. Así, por ejemplo:

•   Masa molar del H₂SO₄= (1x2) + 32 + (16x4) = 98 gramos
• Masa atómica del H₂SO₄ = (1x2) + 32 + (16x4) = 98 uma

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EJERCICIO PAU RESUELTO
Resolveremos a continuación un ejercicio sobre densidad que ha entrado en años anteriores en la PAU.

QUÍMICA. 2009. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A. APARTADO b.
b) Determine la masa en kilogramos de 2'6•10²⁰ moléculas de NO₂.

Masas atómicas: O=16; N=14; H=1;
Solución:

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EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:

QUÍMICA. 2011. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio?.
b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 2'5g de ese elemento.
c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 20 g de tetracloruro de carbono?.
Masas atómicas: C=12; Ca=40; Cu=63'5; Cl=35'5;
Solución:
a) 6,64·10^-23 g
b) 2,37·10²² átomos de Cu
c) 7'82·10²² moléculas de CCl₄
Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2009. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A 

a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1’5 moles se sacarosa(C₁₂ H₂₂ O₁₁ )?. 

b) Determine la masa en kilogramos de 2'6•10²⁰ moléculas de NO₂. 

 c) Indique el número de átomos de nitrógeno que hay en 0’76 g de NH₄NO₃. 

 Masas atómicas: O=16; N=14; H=1;

Solución:

a) 18 moles de C₁₂ H₂₂ O₁₁

b) 1,98·10 ^-5 kg

c) 1,14·10 ²² átomos

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2009. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B 

Un cilindro contiene 0’13 g de etano, calcule:

a) El número de moles de etano.

b) El número de moléculas de etano.

c) El número de átomos de carbono.

Masas atómicas: C=12; H=1.

Solución:

a)  4,33·10 ^-3 moles de etano

b) 2,6·10 ²¹ moléculas de etano

c) 5,2·10 ²¹ átomos de carbono

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2008. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 4. OPCIÓN A 

Se tienen 8’5 g de amoniaco y se eliminan 1'5 10²³ · moléculas.

a) ¿Cuántas moléculas de amoniaco quedan?.

b) ¿Cuántos gramos de amoniaco quedan?.

c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?.

Masas atómicas: N=14 ; H=1

Solución:

a) 1'5 10²³ moléculas

b) 4,25 gramos

c) 0,75 moles

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2005. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio?

b) ¿Cuántos átomos de boro hay en 0’5 g de este elemento?

c) ¿Cuántas moléculas hay en 0’5 g de BCl₃ ?

Masas atómicas: Ca = 40; B = 11; Cl = 35’5.

Solución:

a) 6,64·10 ^-23 gramos

b) 2,73·10 ²²  átomos

c) 2,56·10 ²¹  moléculas

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2004. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A

Una bombona de butano (C₄ H₁₀ ) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule:

a) El número de moles de butano.

b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno.

Masas atómicas: C = 12; H = 1.

Solución:

a) 206,9 moles

b) 4,98·10 ²⁶ átomos de C

c) 1,25·10 ²⁷ átomos de H

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2004. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 2. OPCIÓN B 

En 10 g de Fe₂ (SO₄)₃:

a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?

b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato?

c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?

Masas atómicas: Fe = 56 ; S = 32 ; O = 16.

Solución:

a) 0,025 moles

b) 0,075 moles de sulfato

c) 1,8·10 ²³ átomos de O

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2003. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B 

Calcule:

a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.

b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.

c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H₂ , que están en condiciones normales de presión y temperatura.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

Solución:

a) 2,99·10 ^-23 gramos

b) 1,38·10 ²³ átomos de H

c) 3,01·10 ²³ moléculas de H ₂

Enlace a emestrada

QUÍMICA. 2002. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B

En 0’5 moles de CO₂ , calcule:

a) El número de moléculas de CO₂

b) La masa de CO₂

c) El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

Solución:

a) 3,01·10 ²³ moléculas de CO ₂

b) 22 gramos

c) 9,03·10 ²³ átomos
Enlace a emestrada

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1.1. MASA ATÓMICA Y MOLECULAR

TEORÍA

Masa atómica
La masa atómica es la masa de un átomo. Cada átomo tendrá una masa determinada. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene una masa determinada, que es distinta
de la masa de un átomo de hierro.

Debido a que los átomos son de muy pequeño tamaño, para trabajar de manera más cómoda con ellos se ha definido una unidad de masa atómica (uma), para lo cual se toma como referencia al átomo de carbono (C¹²). Se dice que una uma es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono.
Por tanto, la masa atómica del carbono es 12 (12 uma).
Cuando se dice que la masa atómica del nitrógeno por ejemplo, es 14 uma, nos están indicando que la masa real de este átomo es 14 veces la
doceava parte de la masa del carbono 12.
Entonces, cuando se muestra un valor (un número) como masa atómica  (o peso atómico) de un elemento,
ese número está indicando cuántas veces la masa de un átomo de ese elemento es mayor que la unidad de masa atómica.

Masa molecular
La masa molecular es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular.
Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol.
La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol de moléculas.
La fórmula para calcularla es la siguiente:
masa molecular = (masa atómica de A * nº de átomos de A )+ (masa atómica de B * nº de átomos de B)...
hasta que no queden átomos diferentes.

Ejemplo:

Cálculo de la masa molecular del ácido sulfúrico(H₂SO₄):
H = 1,00797 uma;
S = 32,065 uma;
O = 15,9994 uma;
Masa molecular = H₂ + S + O₄ = (2 x 1,00797) + (32,065) + (4 x 15,9994) = 98,07854 uma
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PAU
De cara a la PAU debes saber que estos conceptos no entran en sí como ejercicios, pero es importante que los tengas claros para poder entender los próximos contenidos del blog.

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CONTENIDOS DE "BLOGDEQCA"

Puesto que he empezado hace poco con el blog, puede parecer que hay poco contenido aún, y así es, por eso os dejo aquí el contenido que iré subiendo para completar el temario de segundo de bachillerato:
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Tema 0: Formulación
0.1- Formulación inorgánica
0.2- Formulación orgánica
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 0
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Tema 1: Conceptos básicos.
1.1. Masa atómica y molecular
1.2- Número de avogadro y moles
1.3- Volumen molar
1.4- Ecuación de los gases ideales
1.5- Molaridad
1.6- Riqueza o porcentaje en peso
1.7- Densidad
1.8- Fracción molar
1.9- Rendimiento de una reacción química
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 1
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Tema 2: Estructura atómica
2.1- Orbitales atómicos
2.2- Configuraciones electrónicas
2.3- Números cuánticos
2.4- Sistema periódico
2.5- Propiedades periódicas
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 2
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------
Tema 3: Enlace químico
3.1- Estructura de Lewis
3.2- Teoría de Enlace de Valencia (TEV)
3.3- Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)
3.4- Polaridad de enlace y de la molécula
3.5- Propiedades de la molécula debidas al enlace químico
3.6- Ciclo de Born-Haber
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 3
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Tema 4: Termoquímica
4.1- Conceptos de termoquímica: Entalpía (H), Entropía (S), Energía libre de Gibbs (G)
4.2- Formulario: H, G, U, S
4.5- Espontaneidad de una reacción
4.6- Ley de Hess
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 4
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Tema 5: Cinética
5.1- Ecuación de velocidad
5.2- Factores que afectan a la velocidad de una reacción
5.3- Catálisis enzimática
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 5
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Tema 6: Equilibrio químico
6.1- Principio de Le Chatelier
6.2- El equilibrio químico
6.3- El equilibrio de solubilidad
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 6
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Tema 7: Equilibrio ácido-base
7.1- Ácidos y bases fuertes
7.2- Ácidos y bases débiles: equilibrio ácido-base
7.3- Teorías: Arrhenius y Brosted-Lowry
7.4- Hidrólisis de sales
7.5- Valoraciones y mezclas de disoluciones ácido base
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 7
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Tema 8: Equilibrios de oxidación-reducción
8.1- Conceptos: reducción, oxidación, reductor, oxidante
8.2- Ajuste de reacciones redox: método del ión electrón
8.3- Pilas galvánicas
8.4- Electrólisis
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 8
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Tema 9: Química orgánica
9.1- Conceptos básicos
9.2- Isomería
9.3- Reacciones de sustitución
9.4- Reacciones de adición
9.5- Reacciones de eliminación
9.6- Otras reacciones: combustión, esterificación
Ejercicios PAU de años anteriores: tema 9
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NOTA: en cada apartado de los temas encontrarás una serie de ejercicios propuestos, que son los que han entrado en años anteriores en selectividad, pero exclusivamente los que ya podrían hacerse siguiendo el orden de este blog. Por ejemplo, si en algún ejercicio del tema 1 ha entrado número de avogadro y la ecuación de los gases ideales, este ejercicio estará propuesto cuando ya  hayamos visto ambos conceptos, es decir, estaría en el punto '1.4- Gases ideales', y no antes.

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