Leyes ponderales y estequiometria
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| LEYES PONDERALES Y ESTEQUIOMETRIA La estequiometria es el estudio de los cálculos basados en ecuaciones y fórmulas químicas y de las relaciones cuantitativas que de ellas y de las masas atómicas y moleculares se deducen. Los cálculos estequiométricos se realizan en base a reacciones químicas balanceadas, esto significa que debe existir el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. La materia no se crea ni se destruye, se transforma. La masa atómica (antes denominado peso atómico), que figura en la tabla periódica para cada elemento, es la correspondiente a la masa de un mol de átomos de dicho elemento. Cualquier tipo de átomo, molécula o ion tiene una masa característica y definida, por lo que se deduce que un mol de una sustancia pura dada también tiene masa definida. La masa molecular (antes denominado peso molecular) de una sustancia es la suma de las masas atómicas de los elementos de la fórmula, multiplicados cada uno por el número de veces en que esté presente el elemento. Por lo tanto, la masa molecular (uma) corresponde a la masa de 1 mol de dicha molécula. La masa molar es la masa en gramos de un mol de sustancia. La masa molar (en g/mol) de cualquier sustancia es siempre numéricamente igual a su masa molecular. Se define un mol de átomos de cualquier elemento como la cantidad de sustancia que contiene exactamente el mismo número de átomos que 12 g. de C12. Esta definición me está hablando de número de átomos (partículas). Pues bien, este número de partículas que contiene un mol se llama número de Avogadro y su valor es 6’023·1023. El número de Avogadro se representa por NA.
Entonces:
¿Cuánto pesa un mol de átomos? Un mol de átomos pesa justamente la masa atómica del elemento expresada en gramos.
La masa molecular de (NH4)2SO4= 128 u.m.a.
EJERCICIOS De acuerdo a lo leído realiza los siguientes ejercicios 1.- Expresar la masa molecular del cloruro de calcio (CaCl2).
¿Cuántos mol de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera?.
a. Representa la ecuación química del proceso balanceada. b. .Cuantos gramos de C6H12O6 se pueden obtener con 3.250 g de CO2? c. .Cuantos gramos de oxigeno se liberan al aire en esta reacción, si tenemos 3.250 g de CO2? Fórmula empírica y molecular La fórmula empírica es la fórmula que expresa la relación más simple entre sus átomos constituyentes y, por tanto, no es la verdadera fórmula del compuesto, pero a partir de ella es posible obtener la fórmula molecular o verdadera fórmula del compuesto. La determinación de la fórmula empírica se realiza a partir de datos obtenidos mediante análisis químico. Consideremos, por ejemplo, los resultados obtenidos mediante análisis químico para un compuesto desconocido. masa de carbono = 0,8180 g, masa de hidrógeno = 0,1370 g y masa de oxígeno = 0,5450 g. Las etapas que debemos de seguir para encontrar la fórmula empírica a partir de estos datos son: 1. Determinamos la cantidad (de acuerdo con SI el término cantidad se refiere a mol) de cada elemento constituyente del compuesto. mol de C = masa de carbono/Masa atómica del carbono = 0,8180 g/12,011 gmol-1 = 0,06810 mol de H = masa de hidrógeno/Masa atómica del hidrógeno = 0,1370 g/1,0079 gmol-1 = 0,1359 mol de oxígeno = masa de oxígeno/Masa atómica del oxígeno = 0,5450 g/15,9994 gmol-1 = 0,03406 2. Determinamos la relación más simple. Esto lo podemos hacer dividiendo el menor entre el menor y todos entre el menor. relación mol de C/mol de oxígeno = 0,06810/0,03406=1,999 aproximado a 2 relación mol de H/mol de oxígeno = 0,1359/0,03406 = 3,990 aproximado a 4 relación mol de O/mol de oxígeno = 0,03406/0,03406 = 1,000 ó 1 3. Determinamos la fórmula empírica. C2H4O La fórmula molecular puede calcularse a partir de la fórmula empírica cuando es conocida la masa molar del compuesto. Cuando la fórmula empírica es distinta a la fórmula molecular, esta última se obtendrá gracias a un múltiplo que afecta a la primera, Para obtener el valor del múltiplo, que representa la cantidad de unidades de la fórmula empírica que contiene la fórmula molecular, es necesario aplicar la siguiente fórmula:  Lee y observa los procesos del siguiente ejercicio resuelto: Ejemplo: determinaremos la fórmula molecular del propileno, un hidrocarburo cuya masa molar es de 42,00 g y contiene 14,3%de hidrógeno y 85,7% de carbono. Paso 1: emplearemos todos los procedimientos estudiados anteriormente para determinar la fórmula empírica.  La masa molar del compuesto según el dato entregado en el problema es 42,00 g; la masa de la fórmula empírica (CH2) será:  La cantidad de unidades de fórmula empírica será:  El valor obtenido (3) multiplica ambos elementos en la fórmula empírica, entonces:  Finalmente, la fórmula molecular del compuesto es C3H6 Ejercicios: 1. Determine la fórmula empírica de una sal que posee 32,38 % de Na, 22,57 % de S y 45,05 % de O. 2. Al analizar 0,26 g de un óxido de nitrógeno, se obtiene 0,079 g de Nitrógeno y 0,181 g de Oxígeno. Se sabe que la masa molar del compuesto es 92 g/mol. Calcular: La fórmula empírica y molecular. 3. Al analizar 50 g de un compuesto formado por Carbono, Hidrógeno, Oxígeno y Nitrógeno, se obtienen 106,02 g de CO2; 27,11 g de agua y 8,40 g de N2. Determine la fórmula empírica. 4.-La hidroquinona es un compuesto orgánico que comúnmente se utiliza como revelador de fotografía. Tiene una masa molar de 110,1 g/mol y una composición de 65,45% de carbono, 5,45% de hidrógeno y 29,09% de oxígeno. Calcule formula molecular. 5.- La fructosa es un azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel y frutas. Su masa molar es de 180,1 g/mol y su composición es de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y 53,3% de oxígeno. Calcule formula molecular. 6.- La aspirina es un analgésico y antipirético. Su masa molar es de 180,2g/mol y su composición es de 60% de carbono, 4,48% de hidrógeno y 35,5% de oxígeno. Calcule formula molecular. | ||||||||||||||||||
CO2+ H2O
