Manual De Teoría Quimica

Conversión de unidades químicas

Concepto de Mol.- El mol es una de las siete unidades del Sistema Internacional de unidades (SI) y es la cantidad de una sustancia que contiene tantos átomos, moléculas u otras partículas como átomos hay en 12 g del isótopo de 12C (ésta cantidad es 6,022x1023 unidades químicas que pueden ser átomos, moléculas, electrones, iones, etc).

- Peso atómico gramo (at-g) o (mol de átomos).- Es el mismo peso atómico relativo expresado en gramos y equivale a un mol de átomos del elemento. ejm:

Na = 23 g 1 mol  1 at-g

S = 32 g 1 mol  1 at-g

P = 31 g 1 ml  1 at-g

Número de Avogadro.- Es una constante física que representa al número de átomos que existen en 12 g del isótopo del 12C o 1 mol de sustancia y es igual a 6,022x1023 (sirve para calcular el número de átomos, moléculas, iones, cationes, aniones y electrones perdidos o ganados).

Por estudios realizados durante muchos años los científicos han deducido lo siguiente:

Qué en 1 mol de átomos  1 at-g de una sustancia (elemento) y contiene 6,022x1023 átomos de dicha sustancia.

1mol Na  1 at-g Na  23 g  6,022x1023 átomos

1mol P  1 at-g P  31 g  6,022x1023 átomos

1mol O  1 at-g O  16 g  6,022x1023 átomos

Con moléculas tenemos:

2 mol O2  2 at-g O2  32 g  1,2x1024 átomos

3 mol O3  3 at-g O3  48 g  1,8x1024 átomos

Ejemplo:

Azufre; S = equivale a 1 mol de atómos = 1at-g = 32g = 6,022x1023 átomos.

Potasio; K = equivale a 1 mol de atómos = 1at-g = 39g = 6,022x1023 átomos.

Ejercicios:

1.- A cuantos at-g equivale 2,5 gramos de potasio.

2,5 g de K 1 at-g = 0,064 g de K

39 g deK

2.- Cuántos átomos están contenidos en 5 g de sodio.

5 g de Na 6,022x1023 átomos = 1,31x1023 átomos de Na

23 g deNa

- Peso molecular gramo (mol de moléculas).- Es el peso en gramos de una mol de moléculas y contiene a 6,022x1023 moléculas. El peso molecular de una sustancia se obtiene sumando los pesos atómicos de los elementos que forman la molécula. Ejm:

CaO (cal viva) H2SO4 (ácido sulfúrico) NH3 (amoníaco)

Ca = 1 x 40 = 40 g H = 2 x 1 = 2 g N = 1 x 14 = 14 g

O = 1 x 16 = 16 g S = 1 x 32 = 32 g H = 3 x 1 = 3 g

56 g/mol O = 4 x 16 = 64 g 17g/mol

98 g/mol

En 1 mol de cualquier sustancia hay 6,022x1023 moléculas.

Volumen molar. Toda mol de una sustancia gaseosa, medida en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen de 22,4 litros (solo se cumple en los gases).

Condiciones normales: Temperatura: 0°C o 273°K

Presión: 1 atm o 760 mm de Hg

Las condiciones normales se expresa como C.N, STP, T.P.E o PSI

De lo indicado anteriormente tenemos lo siguiente:

1 mol H2O  18 g  6,022x1023 moléculas → ----------

1 mol NH3  17 g  6,022x1023 moléculas → 22,4 L

1 mol CO2  44 g  6,022x1023 moléculas → 22,4 L

2 mol 2CO2  88 g  1,2x1024 moléculas → 44,8 L

3 mol 3CO2  132 g  1,8x1024 moléculas → 67,2 L

Ejemplo:

Relacionando átomos con moléculas tenemos:

Metano; CH4 = equivale a 1 mol de moléculas (1 mol de atómos de C y 4 mol de atómos de H) = 5at-g totales (1 at-g de C y 4 at-g de H) = 6,022x1023 moléculas con 3,01x1024 átomos = ocupa 22,4 litros.

Acido sulfúrico; H2SO4 = equivale a 1 mol de moléculas (2 mol de átomos de H, 1 mol de átomos de S y 4 mol de átomos de O) = 7at-g totales (2 at-g de H, 1 atg-g de S y 4 at-g de O) = 6,022x1023 moléculas con 4,2x1024 átomos.

Ejercicios:

1.- Cuántos mol de H hay en 2g de CaCl2.6H2O.

2 g CaCl2.6H2O 12 mol = 0,11 mol de H

219 g de CaCl2.6H2O

2.- Cuál es el número de átomos en 29 litros de anhídrido carbónico, en C.N.

29 L CO2 6,022x1023 (3) átomos = 2,34x1024 átomos

22,4 L de CO2

DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

* Fórmula Mínima o empírica.- Nos indica la relación mínima de los elementos que forman el compuesto. Ejm: CH3, CH2O

* Fórmula Molecular o verdadera.- Nos indica la verdadera relación de los átomos que forman el compuesto que integran la molécula. Ejm: C2H6, C6H12O6

Ejemplo: CH3, es la fórmula mínima del C2H6

CH2O, es la fórmula mínima del C6H12O6

Para determinar la fórmula mínima (empírica) y verdadera (molecular) de un compuesto, se procede de la siguiente manera:

- Se obtienen la composición centesimal (%) de cada sustancia o la cantidad en gramos.

- Se divide el porcentaje del elemento o su peso de combinación para su peso atómico, obteniendo el at-g.

- Luego se divide el at-g de cada elemento para el menor de estos, y se obtiene el número de at-g que forma el compuesto.

- Se divide el peso molecular de la muestra, para el peso molecular de la fórmula mínima y ese valor se multiplica por la fórmula mínima, y se obtiene la fórmula verdadera del compuesto.

Nota: Si algún valor obtenido no es entero, se multiplica todos los valores por un número que al multiplicar resulte números enteros.

Ejemplo:

1.- Al analizar un compuesto se encuentra los siguientes valores: C=40%, H=6,66% y O=53,33%. Encontrar la fórmula verdadera, si se conoce que su peso molecular es 180g.

Datos:

C = 40% C = 40 = 3,33 ÷ 3,33 = 1

H = 6,66% 12

O = 53,33%

H = 6,66 = 6,66 ÷ 3,33 = 2 Fórmula mínima: CH2O

1

O = 53,33 = 3,33 ÷ 3,33 = 1 P.M del (CH2O)x = 30g

16

X = P.M del compuesto . X = 180g = 6 (CH2O)6 Fórmula molecular C6H12O6

P.M. de la fórmula mínima 30g

ESTEQUIOMETRIA

La estequiometría estudia las relaciones matemáticas entre los pesos y volúmenes de los reactantes y productos, mediante la información cuantitativa expresada por sus formulas, sus ecuaciones químicas y leyes ponderales de la química.

PROBLEMAS DE APLICACIÓN

En la resolución de problemas estequiométricos se toma en cuenta las siguientes reglas.

1. Se desarrolla la ecuación química, la misma que debe estar completamente igualada.

2. Se encuentra los pesos atómicos o moleculares de las sustancias cuyo dato nos da y del que se desea calcular.

3. Se establece una simple regla de 3 (factores de conversión) en base a los pesos atómicos y moleculares encontrados.

Nota: Se puede también calcular las moles, at-g, átomos, moléculas, eq-g, cationes, aniones, iones, electrones ganados y perdidos, de acuerdo a las moles existentes de cada sustancia en la ecuación correspondiente.

Fe + 2HCl → H2 + FeCl2

56 g 73 g 2 g 127 g

moles 1 2 1 1

at-g 1 4 2 3

eq-g 2 2 2 2

moléculas --------- 1,2x1024 6,02x1023 6,02x1023

átomos 6,02x1023 2,4x1024 1,2x1024 1,8x1024

iones --------- 2,4x1024 --------- 1,8x1024

cationes --------- 1,2x1024 --------- 6,02x1023

aniones --------- 1,2x1024 --------- 1,2x1024

e- gan.y perd. --------- --------- 1,2x1024 e- gan. 1,2x1024 e- perdidos

litros en C.N. --------- 44,8 22,4 ----------

Ejercicio:

1.- Cuando se trata óxido férrico con ácido sulfúrico se produce sulfato férrico con agua. Calcular:

a) ¿ Cuántos gramos de sulfato férrico se formarán a partir de 63,84 g de Fe2O3 ?

b) ¿ Cuántas moles de agua se formarán ?

Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

Datos: 160 g 400 g 3 mol

a) Fe2(SO4)3 = X g

Fe2O3 = 63,84 g

b) H2O = X moles a) 63,84 g Fe2O3400 g Fe2(SO4)3 = 159,6 g de Fe2(SO4)3

160 g Fe2O3

b) 63,84 g Fe2O3 3 mol H2O = 1,2 mol de H2O

160 g Fe2O3

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO

Reactivo Limitante. Es la sustancia que se consume primero en la reacción en su totalidad, por lo tanto detiene la reacción. La cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo haya originalmente.

Reactivo en Exceso. Es la sustancia que queda en mayor cantidad que la necesaria en

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