2. realizar los ejemplos para comprender cada concepto
3. elaborar los ejercicios y presentarlos el jueves en clase
4 estudiar para evaluación de la temática el jueves
Desarrollo
La masa molar de una sustancia es la masa de una mol de la sustancia. El carbono-12 tiene, por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa atómica.
Masa molar de los compuestos.-
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.
A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)
KOH (hidróxido de potasio)
K | 1 x 39.10 = | 39.10 |
O | 1 x 16.00 = | 16.00 |
H | 1 x 1.01 = | 1.01 + |
56.11 g | ||
Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)
Cu | 3 x 63.55 = | 190.65 |
P | 2 x 30.97 = | 61.04 |
O | 8 x 16 = | 128 + |
379.69 g |
Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)
Al | 2 x 26.98 = | 53.96 |
S | 3 x 32.06 = | 96.18 |
O | 9 x 16 = | 144 + |
294.14 g |
En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.
1 MOL = 6.022 x10  MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos) |
Ejemplos:
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?
En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH
Na | 1 x 22.99 = | 22.99 |
O | 1 x 16.00 = | 16.00 |
H | 1 x 1.01 = | 1.01 + |
40.00 g |
La secuencia de conversión sería:
1.00 Kg NaOH | ( | 1000 g 1 Kg | ) | = 1000 g NaOH |
1000 g NaOH | ( | 1 mol 40.00 g | ) | =25.0mol NaOH |
¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?
Calculamos la masa molar del H2O.
Calculamos la masa molar del H2O.
H | 2 x 1.01 = | 2.02 |
O | 1 x 16 = | 16 + |
18.02 g |
5.00 mol H2O | ( | 18.02 g 1 mol | ) | = 90.1 g H2O |
¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?
Calculamos la masa molar del HCl.
Calculamos la masa molar del HCl.
H | 1 x 1.01 = | 1.01 |
Cl | 1 x 35.45 = | 35.45 + |
36.46 g |
25.0 g HCl | ( | 6.022 x 1023 moléculas 36.46 g | ) | = 4.13 x 10 moléculas HCl |
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
|
Ejemplo:
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)
1) Calculamos la masa molar del compuesto
Ni | 2 x 58.69 = | 117.38 |
C | 3 x 12.01 = | 36.03 |
O | 9 x 16 = | 144 + |
297.41g |
2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.
% Ni = | 117.38 297.41 | x100 | =39.47% |
% C = | 36.03 297.41 | x100 | =12.11% |
% O = | 144 297.41 | x100 | =48.42% |
Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:
39.47+ | 12.11+ | 48.42 | = 100 |
Un mol (símbolo mol) se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o unidades formulares como el número de átomos en exactamente 12 g de carbono-12. El número de átomos en una muestra de 12 g de carbono-12, se llama número de Avogadro (NA) y tiene un valor de 6.023x1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos .etcétera, contiene el número de Avogadro. Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 x1023 moléculas de etanol.
Con base en la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe | ( | 1 mol 55.85 g | ) | = 0.448 moles Fe | La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma |
¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.
5.00 g Mg | ( | 1 mol 24.31 g | ) | = 0.206 mol Mg |
¿Cuál es la masa de 3.01 x 10átomos de sodio (Na)?
Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.
átomos de sodio (Na)?Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.
3.01 x 1023 átomos Na | ( | 22.99 g 6.023 x 1023 átomos | ) | = 1.31 x 10  átomos Na |
Problemas a resolver
1. Una muestra de dicromato de amonio, contiene 1.81 x 1024 átomos de hidrógeno ¿cuántos gramos de nitrógeno hay en ella?.2. ¿Cuántas moléculas de agua hay en dos mL de una disolución de HCl , cuya densidad y % en masa son 1.19 g/mL y 37% en masa respectivamente?.
3. Una planta de producción de NaOH, concentra una disolución que contiene 88% en masa de agua y 12% en masa de NaOH. Si la densidad de esta disolución es de 1.1309 g/mL:
a) ¿Cuántos iones OH-hay por mL de disolución?
b) ¿Cuántos moles de iones sodio hay por mL de disolución?
4. ¿Qué volumen (mL) de una disolución de etanol (C2H6O) que tiene 94% de pureza en masa, contiene 0.2 moles de etanol? . La densidad de la disolución es 0.807 g/mL.¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 10 mL de etanol? (considera que es una disolución acuosa).
5. Una aleación que contiene hierro (54.7% en masa), níquel (45.0 %) y manganeso (0.3%) tiene una densidad de 8.17 gramos sobre cm3 (g/cm3)
b) ¿Cuántos átomos de manganeso hay en la mitad del bloque que se menciona en el inciso anterior?.
La fórmula empírica (o la fórmula más sencilla) para un compuesto es la fórmula de una sustancia, escrita con los índices con números enteros más pequeños. Para la mayor parte de las sustancias iónicas, la fórmula empírica es la fórmula del compuesto, pero con frecuencia éste no es el caso de las sustancias moleculares. Por ejemplo, la fórmula del peróxido de sodio, un compuesto iónico de Na+ y O2-2 , es Na2O2. Su fórmula empírica es NaO. Por lo tanto, la fórmula molecular de un compuesto es un múltiplo de su fórmula empírica.
FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.
La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.
Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.
Ejemplos:
Compuesto | Fórmula molecular | Fórmula empírica |
Acetileno | C2H2 | CH |
Benceno | C6H6 | CH |
Formaldehído | CH2O | CH2O |
Ácido acético | C2H4O2 | CH2O |
Glucosa | C6H12O6 | CH2O |
Dióxido de carbono | CO2 | CO2 |
Hidrazina | N2H4 | NH2 |
A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.
Ejemplo:
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
PASO 1 Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos. |
En 100 g de propileno hay | |
14.3 g de H | |
85.7 g de C |
PASO 2 Convertir los gramos a moles. |
14.3 g H | ( | 1 mol de H 1.01 g H | ) | =14.16 mol H |
85.7 g de C | ( | 1 mol de C 12.01 g C | ) | =7.14 mol C |
PASO 3 Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero. |
H | 14.6 7.14 | = 2.04 | C | 7.14 7.14 | = 1.0 |
Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.
FÓRMULA EMPÍRICA: CH2
PASO 4 Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular. |
Fórmula empírica CH2
C 1 x 12.01 = | 12.01 | n = | 42.00 14.03 | = 2.99 3 | ||
H 2 x 1.01 = | 2.02 + | |||||
14.03 |
FÓRMULA MOLECULAR: C3H6
Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.
Un sulfuro de hierro contiene 2.233 g de Fe y 1.926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?
Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.
Como en este problema los datos están expresados en gramos, se omite el primer paso y directamente pasamos al PASO 2.
2.233 g Fe | ( | 1 mol Fe 55.85 g Fe | ) | = 0.0399 0.04mol Fe |
32.06 g S | ( | 1.926 g S 1 mol S | ) | = 0.06 mol S |
PASO 3 |
Fe | 0.04 0.04 | = 1 | S | 0.06 0.04 | = 1.5 |
Las fracciones de 0.5 no se pueden redondear. El número más pequeño que multiplicado por 1.5 da un entero es 2.
A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
A continuación se muestra una tabla con los decimales y el entero por el que se deben multiplicar.
Fracción decimal | Multiplicar por |
0.5 | 2 |
0.3 | 3 |
0.25 | 4 |
En este caso usaremos el número 2 el cual debe multiplicarse por los cocientes de cada elemento.
Fe 1 x 2 = 2 | S 1.5 x 2 = 3 |
FÓRMULA EMPÍRICA: Fe2S3
PASO 4 |
Fe2S3
Fe | 2 x 55.85 = | 111.7 |
S | 3 x 32.06 = | 96.18 + |
207.88 g |
n = | 208 207.88 | =1 |
Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.
FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3
Ejercicios a resolver
1. El óxido de calcio contiene 71.5% de calcio y 28.5% de oxígeno. Si se hacen reaccionar 2.40 g de Calcio con 1.92 g de oxígeno ¿Qué cantidad de oxido de calcio se forma? PA Ca 40; O: 16.
2. Cierto compuesto contiene los átomos X, Y y Z en una proporción de 1:1:4. Calcule el peso máximo de compuesto que se puede obtener a partir de 0.5 moles de átomos de X, 1.50 x 1023 átomos de Y y 24 g de Z. PA X:39; Y:52; Z:16
3. La formación de cierto compuesto requiere que el número de átomos de oxígeno participantes sea 1 ½ veces el número de átomos de Aluminio. Si se utilizan 20 g de oxígeno ¿Cuántos gramos de Aluminio se necesitarán?. PA Al:27; O:16
4. Un compuesto binario está constituído por los elementos Z y M. El peso atómico de
Z es 14 y el de M es 42. Si 0.1 moles del compuesto se descomponen completamente, el número total de átomos obtenidos es idéntico al número de átomos en 12.8 g de Oxígeno. La cantidad de M en peso obtenida en la descomposición es exactamente 9 veces la cantidad de Z. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
5 Determinar: |
a) la fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S; 56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H |
b) la fórmula molecular, sabiendo que en 0,25 moles de la misma hay 1,2 x 1024 átomos de O. |
c) Resolver nuevamente el inciso anterior teniendo como dato que el peso molecular es 228. |
6) El tetrationato de sodio está constituido por 17,0 % de Na; 47,4% de S y el resto de O. Determinar: |
a) su fórmula empírica o mínima. |
b) su fórmula molecular, sabiendo que en 0,25 moles de la misma hay 9,035 x 1023 átomos de O. |
7) Una muestra de 1,261 g de cafeína contiene 0,624 g de C; 0,065 g de H; 0,364 g de N y el resto de O. Determinar sus fórmulas mínima y molecular, sabiendo que su masa molecular es 194. 2. GUÍA DE EJERCICIOS 1. Hallar la composición porcentual del compuesto K2SO4 2. hallar la composición centesimal de los siguientes compuestos: a. carbonato de calcio b. Sulfito barico c. Yodato argentico d. Silicato rubidico e. Ortofosfato niqueloso f. Anhídrido perclórico 3. Determinar el porcentaje de agua del CaSO4 x 2 H2O 4. Al analizar una sal de níquel se encuentra que en 2.841 g de la misma hay 1.507 g del metal. La sal podría ser NiCl2, NiBr2,, Ni(CN)2 o NiSO4 ¿Cuál fue el compuesto analizado? 5. Calcular el porcentaje de los siguientes compuestos orgánicos: a. metano b. Propano c. Eteno d. 2 metil butano e. 2 propino 6. calcular la forma empírica y molecular de un compuesto cuyo porcentaje es el siguiente: Na. 32.394 % P: 21.831 % H: 0.704 % O: 45.071 % 7. La composición centesimal de un compuesto es K: 26.531 % Cr: 35.374 % O: 38.095 %. Determinar la fórmula empírica y molecular 8. Un compuesto formado de Na, O y S arroja la siguiente composición en porcentaje: Na: 32.394 % O: 45.070 % S: 22.535 %. Calcular su fórmula empírica. 9. Un compuesto tiene 80 % de C y 20% de H ¿Cuál es la fórmula del compuesto si su peso molecular es 30? 10. Al calentar 9.476 g de bórax ( el cula es un tetraborato sódico hidratado) se elimina 4.475 g de agua. Hallar la fórmula del bórax. Si: Bórax anhidro es Na2B4O7 |
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