Mol y calculos químicos

104,391 views

Published on

  • Be the first to comment

Mol y calculos químicos

  1. 1. ESTEQUIOMETRIALa estequiometria es el estudio de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas. MOL y cálculos químicos
  2. 2. • OBJETIVO.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la resolución de problemas.• Introducción.- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.
  3. 3. MOL.- Cantidad de sustancia que contiene elmismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que elnúmero de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
  4. 4. Numero de AVOGADRO• Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 1023 Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.
  5. 5. MOL• Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
  6. 6. • 1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023átomosSi tienes una docena de canicas de vidrio y una docenade pelotas de ping-pong, el número de canicas ypelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO.Así pasa con las moles de átomos, son el mismonúmero de átomos, pero la masa depende delelemento y está dada por la masa atómica del mismo.
  7. 7. • Para cualquier ELEMENTO:• 1 MOL = 6.022 X 1023ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
  8. 8. EjemplosMoles Átomos Gramos (Masa atómica)1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S1 mol de Cu 6.022 x 10átomos de Cu 63.55 g de Cu1 mol de N 6.022 x 10átomos de N 14.01 g de N1 mol de Hg 6.022 x 10átomos de Hg 200.59 g de Hg2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K0.5 moles de P 3.0110 x 10átomos de P 15.485 g de P
  9. 9. • En base a 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. 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
  10. 10. • 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.• 5.00 g Mg ( 1 mol 24.31 g ) = 0.206 mol Mg
  11. 11. • ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 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 10 23 átomos) = 11.4 gramos de Na
  12. 12. MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS• 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.
  13. 13. Masa molar• Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos. 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
  14. 14. Masa molar• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)• Cu 3x 63.55 = 190.65• P 2 x 30.97 = 61.04• O 8 x 16 = 128 +• 379.69 g
  15. 15. Masa molar• 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 Al2(SO3)3
  16. 16. En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.• MOL = 6.022 x1023 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• Na 1 x 22.99 = 22.99• O 1 x 16.00 = 16.00• H 1 x 1.01 = 1.01 +• 40.00 g
  17. 17. • La secuencia de conversión sería:• 1.00 Kg NaOH ( 1000 g 1 Kg ) = 1000 g NaOH• 1000 g NaOH ( 1 mol 40.00 g ) = 25.0 mol NaOH
  18. 18. • ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?• Calculamos la masa molar del H2O.• H 2 x 1.01 = 2.02• O 1 x 16 = 16 +• 18.02 g
  19. 19. la masa de 5.00 moles de agua• 5.00 mol H2O ( 18.02 g 1 mol ) = 90.1 g H2O
  20. 20. • ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g? 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 1023 moléculas HCl
  21. 21. COMPOSICIÓN PORCENTUAL Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.• % A = masa total del elemento A• masa molar del compuesto• X 100
  22. 22. • Ejemplo: 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 +• 297.41 g•
  23. 23. • 2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.• % Ni = 117.38 297.41• x 100 = 39.47% % C = 36.03 297.41• x 100 = 12.11% % O = 144 297.41• x 100 = 48.42 %
  24. 24. • 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
  25. 25. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR• 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.
  26. 26. • Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica. Fórmula Compuesto Fórmula empírica molecular Acetileno C2H2 CH Benceno C6H6 CHFormaldehído CH2O CH2OÁcido acético C2H4O2 CH2O Glucosa C6H12O6 CH2O Dióxido de CO2 CO2 carbono Hidrazina N2H4 NH2
  27. 27. • 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?
  28. 28. • 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
  29. 29. 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
  30. 30. • 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.
  31. 31. • H 14.6 7.14 = 2.04• C 7.14 7.14 = 1.0• FÓRMULA EMPÍRICA: CH2
  32. 32. • 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.
  33. 33. • Fórmula empírica CH2• C 1 x 12.01 = 12.01 Para poder obtener la H 2 x 1.01 = 2.02 + fórmula molecular• necesitamos calcular la 14.03 empírica aun cuando el problema no la pida.• n = 42.00• 14.03 = 2.99 3 FÓRMULA MOLECULAR: C3H6
  34. 34. ejemplo• 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.
  35. 35. • 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
  36. 36. Paso 3• Fe 0.04 0.04 = 1• S 0.06 0.04 = 1.5
  37. 37. • 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. Fracción decimal Multiplicar por 0.5 2 0.3 3 0.25 4
  38. 38. • 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
  39. 39. 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
  40. 40. • Como en este caso n = 1, la fórmula empírica y la molecular son iguales.• FÓRMULA MOLECULAR:Fe2S3
  41. 41. Ejercicios

×