Poder y Forma de Dios al crear partículas extremadamente pequeñas como lo

demuestra el No. de Avogadro y además tener una INDIVIDUALIDAD que diferencia a cada una de

esas partículas

Colegio Verbo ÁlamosDécimo Bachillerato

Temas

• Mol

• No. de Avogadro

• UMA Masa Molar

• Composición Porcentual

• Formula Empírica y Molecular

La estequiometria es el estudio de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas.

ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA

MOL Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

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.

6.02-200-000-000-000-000-000-000-000

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.

• 1 MOL de un elemento =

6.022 x 1023átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

• Para cualquier ELEMENTO:

• 1 MOL = 6.022 X 1023ÁTOMOS =

MASA ATÓMICA (gramos)

Moles Átomos Gramos (Masa atômica)

1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S

1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63.55 g de Cu

1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14.01 g de N

1 mol de Hg 6.022 x 10 átomos de Hg 200.59 g de

Hg

2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K

0.5 moles de P 3.0110 x 10 átomos de P 15.485 g de P

Ejemplos

• 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

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 de Mg 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 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

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.

MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOSMASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS

Masa molar• Ejemplos: Calcule la masa molar de los

siguientes compuestos. KOH (hidróxido de potasio)Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

• K 1 x 39.10 = 39.10

• O 1 x 16.00 = 16.00

• H 1 x 1.01 = 1.01 +

56.11 g de KOH

Masa molar

• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)

• Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

• Cu 3 x 63.55 = 190.65

• P 2 x 30.97 = 61.04

• O 8 x 16.00 = 128.00 + • 379.69 g

Cu3(PO4)2

Masa molar

• Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)

•Elemento No. atamos Masa Atómica UMA del elemento

• Al 2 x 26.98 = 53.96

• S 3 x 32.06 = 96.18

• O 9 x 16.00 = 144.00 +• 294.14 g

Al2(SO3)3

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 del NaOH

luego: 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

Trabajar con factores de conversión.

1000 g 1 Kg 1 mol_______ masa del elemento 1 Kg 1000 g masa del elemento 1 mol

• ¿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 16.00 = 16.00 +

18.02 g

• 5.00 mol H2O ( 18.02 g 1 mol ) = 90.1 g H2O

la masa de 5.00 moles de agua

¿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

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.

masa total del elemento A % A = X 100• masa molar del compuesto

Ejemplo:

Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuestoNi 2 x 58.69 = 117.38 C 3 x 12.01 = 36.03 O 9 x 16.00 = 144 .00 + 297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.% Ni = 117.38 x 100 = 39.47% 297.41

% C = 36.03 x 100 = 12.11% 297.41

% O = 144.00 x 100 = 48.42 % 297.41

• 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

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.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.

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?

PASO 2Convertir 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 3Dividir 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

FÓRMULA EMPÍRICA:

CH2

• PASO 4Obtener 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 H 2 x 1.01 = 2.02 +

• 14.03

• n = 42.00

• 14.03 = 2.99 3

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

Para poder obtener la fórmula molecular

necesitamos calcular la empírica aun

cuando el problema no la pida.

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.

• 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.

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

Actividad No. 4 Entrega: Según fechas programadas para cada inciso

a. Escribe los datos que se te piden de cada uno de los elementos que se te presentan a continuación Valor: 5 puntos

Símbolo

Elemento Moles Átomos Gramos (Masa

atômica)

Mn

Re

Titânio 69.72 g

1 mol de Se

6.022*1023 átomos de Ag

Os

Sn

b. Calcule la cantidad de moles de los siguientes elementos. 5 puntos

c. 8 g de O 88 g de Asd. 96 g de Au 5 g de Lie. 70 g de Clf. 21.78 g de Bg. 10 g de Nih. 56 g de Fi. 75 g Naj. 25 g de Ge

c. Calcule la masa molar de los siguientes compuestos: Valor: 5 puntos

Feo HNO3

NaCl MnSO4

CaSO3 K2SO4

ZnCl2 Al2(SO4)3

LiNaH(PO4) BaH(NO2 )2

d. Calcule la composición porcentual de los compuestos del inciso anterior.

Valor 5 puntos

e. Calcule la formula empírica y molecular de los compuestos siguientes:

Valor 5 puntos

37.2% de C; 7.8% de H; y 55% de Cl

85.69% de C; 14.31% de H

• f. Defina los siguientes términos:

Valor 5 puntos

• Masa molecular Estequiometria

• Mol Factor de Conversión

• Avogadro ¿La Diferencia entre mol de S y un mol

Formula empírica de Na?

Formula molecular

• UMA Masa Atómica