relaciones cuantitativas

Capítulo

7

RELACIONES CUANTITATIVAS

Composición porcentual

7.2

Mol, Nº Avogadro, Masa atómica, y Masa molar

7.1

Fórmulas Empírica y Molecular

7.3

Mol, Nº Avogadro, masa atómica, y masa molar

7.1

PESO ATÓMICO: peso de 1

átomo

Na11

2323

Pt78

195195

Si14

2828


7.1

H2

PESO MOLECULAR: peso de 1

moléculaS O4

H1

1S16

32O

8

16x 2 x 1 x 4

2 32 64+ + = 98

H2 S O4


7.1

PESO MOLECULAR: peso de 1

molécula deH2 S O4

= 98

uma


7.1

S= 32.06 uma

00.00g32.06g


7.1

S= 32.06 uma1 átomo 6.022x1023átomos =


7.1

= 98.06 uma

98.06 g

1 moléc.

6.022x1023 moléc. =

= 18.04 g6.022x1023 iones NH +

41 ión = 18.04 uma

32.06 g

6.02x10236.022x10 236.022x1023


7.1


7.1

Número de AVOGADRO

6.022x1023

NANA

= 32.1g6.022x1023át. S= 22.99g6.022x1023át. Na

= 18.0g6.022x1023 moléc. H2O= 44.0g6.022x1023 moléc. CO2

= 18.0g6.022x1023 iónes NH +4

Esta cantidad en masa, proveniente de 1 NA, se la conoce como 1 MOL


7.1

=S22.99g6.022x10 at.23 Na

18.0g6.022x10 moléc.23 H2O44.0gCO2

NH +4

32.1g= 1 mol de S=

6.022x10 at.23

= 1 mol de Na== 1 mol de H2O

6.022x10 moléc.23 == 1 mol de CO2

6.022x10 iones23 18.0g== 1 mol de NH4+

Esta cantidad en masa, proveniente de 1 NA, se la conoce como 1 MOL


7.1

6.022x10 moléc. H2O

23

18.0g de H2O

1 mol de H2O

Mg + S → MgS 1 átomo 1 átomo 1 molécula

24,31 uma 32,06 uma 56,37 uma 24,31 g 32,06 g 56,37 g

1 mol 1 mol 1 mol 1 NA 1 NA 1 NA

6,022x1023 át. 6,022x1023 át. 6,022x1023 moléc.


24,31 uma 32,06 uma 56,37 uma

24,31 g 32,06 g 56,37 g

1 mol 1 mol 1 mol 1 NA 1 NA 1 NA

6,022x1023 át. 6,022x1023 át. 6,022x1023 moléc.


24,31 uma 32,06 uma 56,37 uma 24,31 g 32,06 g 56,37 g

1 mol 1 mol 1 mol 1 NA 1 NA 1 NA 6,022x1023 át. 6,022x1023 át. 6,022x1023 moléc.

1 ¿Cuántos moles de azufre hay en 40 g de S?

40 g S32,06 g S1 mol S

= mol S1,25x


24,31 uma 32,06 uma 56,37 uma 24,31 g 32,06 g 56,37 g


2 ¿Cuántos átomos de azufre hay en 40 g de S? 40 g S

32,06 g S1 mol S

1 mol S6,022x1023 át. Sx = át. S7,51x1023x


24,31 uma 32,06 uma 56,37 uma 24,31 g 32,06 g 56,37 g


3 ¿Cuántos átomos de S hay en 10 g de MgS?

10 g MgS56,37 g MgS1 mol MgS

1 mol S6,022x1023 átx = át. S1,07x1023x

1 mol MgS1 mol Sx

4 ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2 litro de H2O?

2 L1 L

1000 ml

18 g H2O1 mol H2Ox = át. H1,38x1026x

1 ml1 g

x1 mol H2O

2 mol Hx

1 mol H6,022x1023 át

x

El porcentaje es la cuantificación relacionada de una parte en cien unidades, conocido como un tanto por ciento.

100100


7.2

25% 25%

25% 25%

25100

25100

25100

25100

El porcentaje es la cuantificación relacionada de una parte en cien unidades, conocido como un tanto por ciento.


7.2


7.2

Para el porcentaje en una sustancia: Se consideran las masas tanto de la sustancia, como de los elementos que están formando la sustancia.

PM = 58,44

PA = 22,99

PA = 35,45


7.2

Para el porcentaje en una sustancia:

PM = 58,44

PA = 22,99

PA = 35,45

La masa del compuesto, representa el todo, o el 100%; y, la masa de cada elemento, la porción o parte del 100.


7.2


PM = 58,44

PA = 22,99

PA = 35,45

masa del elemento

masa de la sustanciax 100 = % elemento


7.2


PM = 58,44

PA = 22,99

PA = 35,45

masa del elemento

masa de la sustanciax 100 = % elemento

22,99


7.2

58,44

EJERCICIOS

Determinar la composición centesimal del Carbonato de sodio.

Determinar el porcentaje de agua que presenta el Sulfato de magnesio heptahidratado.


7.2

FÓRMULA EMPÍRICA

Expresión mínima de relación entre los elementos de un compuesto.

Agua oxigenada: HO

Agua: H2O


7.3

FÓRMULA EMPÍRICA

Expresión mínima de relación entre los elementos de un compuesto.

Agua oxigenada: HO

Agua: H2O H2O

H2O2

C6H6

C2H2


7.3

Benceno: CH

Eteno: CH

Fórmula verdadera

Para determinarla:

1. Trabajamos con unidad en gramos con cada uno de los elementos.

2. Convertimos gramos a moles.

3. Obtenemos relación molar, dividiendo para el número más pequeño de moles


7.3

FÓRMULA EMPÍRICA

EJERCICIOS

Determinar la fórmula mínima de un compuesto, cuya muestra presenta: 47.98% de Zn y 52.02% de Cl.1. “Trabajamos con unidad en gramos, con

cada uno de los elementos”.

47.98% de Zn 52.02% de Cl

= 47.98 g de Zn = 52.02 g de Cl


7.3

FÓRMULA EMPÍRICA

0.7338

RESPUESTA :

47.98 g Zn x

ZnCl2

1 mol Zn

65.3 g Zn

52.02 g Cl x1 mol Cl

35.45 g Cl

2. “Transformamos, de gramos a moles”.

3. Obtenemos relación molar, dividiendo para el número más pequeño de moles

0.7338= 0.7338

= 1.4674

mol= 0.7338

mol

= 1

= 2

Zn

Cl


7.3

FÓRMULA EMPÍRICA

Si la composición porcentual del TNT es: 37,0 % de C; 2,20 % de H; 42,29 % de O; y, 18,50 % de N; ¿Cuál es la fórmula mínima del TNT?

37,0 % de C 2,20 % de H42,29 % de O18,5 % de N

= 37,0 g de C = 2,20 g de H= 42,29 g de O= 18,5 g de N

EJEMPLO 2Fórmulas Empírica y Molecular

7.3


37.0 g C x

1 mol C12 g C = 3,083

mol C2.20 g H x

1 mol H

1 g H= 2,20 mol

H42.29 g O x

1 mol O16 g O

= 2,643 mol O

18.5 g N x

1 mol N14 g N

= 1,321 mol N


7.3


3,083 mol C

2,20 mol H

2,643 mol O

1,321 mol N

1,321

1,321

1,321

1,321

= 1

= 2,001

= 1,665

= 2,334

x 3

x 3

x 3

x 3

= 7,002= 4,995= 6,003= 3

≈ 7

≈ 5

≈ 6

= 3

C

H

O

N


7.3


C

H

O

N

7

5

6

3


7.3

n (fórmula empírica)

Para multiplicar a los números de átomos de la fórmula empírica

FÓRMULA MOLECULAR

Nos proporciona fórmula con relación real de átomos de sus elementos. Emplea n como número de unidades de fórmula empírica, de la que se obtiene:

n = m a s a m o l a r

masa de la fórmula empírica


7.3

Ejemplo 1

7.7 DETERMINACIÓN FÓRMULA MOLECULAR

n =

m. molarm. fórm. empírica

Si sabemos que la fórmula empírica de un compuesto es C2H5 y el peso molecular 58; la fórmula molecular…...

La masa molar de la fórmula empírica es: C2H5 = 12 (2) +1(5) = 29

n =

5829 = 2 2 (C2H5) C4H10=

¿Cuál es la fórmula molecular del Etileno, si su peso molecular es 26 uma, y su fórmula empírica es CH?

n = m a s a m o l a r

masa de la fórmula empírica

n = 26 uma

13 uma= 2

n (CH)

2(CH)

C2H2Resultado:


7.3

Ejemplo 1

Ejemplo 2 n =

m. molarm. fórm. empírica

La fórmula empírica del dicloroetano, sustancia utilizada para limpiar en seco, es CH2Cl. Si su peso molecular es 99, ¿cuál es su fórmula molecular?

La masa molar de la fórmula empírica es: CH2Cl = 12 + 2 +35,5 = 49,5

n =

9949,5= 2 2 (CH2Cl) C2H4Cl2=


7.3

Ejemplo 3

¿Cuál es la fórmula verdadera de un compuesto de masa molecular 126, y que contiene 25,4 % de azufre, 38,1 % de oxígeno; y, 36,5 % de sodio?

1 mol S25,4 g S x = 0,7938 mol S 32 g S

1 mol O38,1 g O x = 2,3813 mol O16 g O

1 mol Na36,5 g Na x = 1,5870 mol Na23 g Na


7.3

Ejemplo 3

¿Cuál es la fórmula verdadera de un compuesto de masa molecular 126, y que contiene 25,4 % de azufre, 38,1 % de oxígeno; y, 36,5 % de sodio?

0,7938 mol S

2,3813 mol O

1,587 mol Na0,7938

0,7938

0,7938

= 2 mol Na

= 3 mol O

= 1 mol S

Na2 S1 O3

46 + 32 + 48 = 126126

126= 1

Na2 SO3


7.3

Ejercicio

El análisis elemental del ácido acetilsali-cílico (aspirina) es 60% de C, 4.48% de H; y, 35.5% de O. Si la masa molecular de esta sustancia es 180. ¿Cual es su formula molecular?

C9H8O4


7.3

Si el análisis de un acero determinó que estaba constituido con 85% de hierro; 11% de carbono; 3% de magnesio; y, 1% de fósforo. ¿Cuántos electrones estarán contenidos en un gramo de este tipo de acero?

Relaciones cuantitativas

Misceláneas

1.

Acerog

Feg

.100

.85

Feg

Femol

.85,55

.1molFe

Feátx

1

.10022,6 23

Feáte..1.26

1g acero x

x x x = 2,383 x 1023 e-.

AcerogCg

.100.11

CgCmol.12.1

molCCátx

1.10022,6 23

Cáte..1.6

1g acero x

x x x = ..,….. x 1023 e-.

En 1 g de acero tenemos un total de:

= ..,….. x 1023 e-.

= ..,….. x 1023 e-.

2,832 x 1023 e-

En un laboratorio se queman 1,55 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrogeno y oxigeno. Si el producto de la combustión resultó 1,45 g de CO2, y 0,890 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica?


Misceláneas

2.

= mol C

= mol H

= mol O

1,45 g CO2 44 g CO2

12 g Cx = 0,4 g C

0,890 g H2O 18 g H2O

2 g Hx = 0,1 g H

1,55 g (C+H+O) – 0,4g C – 0,1g H = 1,05 g O

En un laboratorio se queman 1,55 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrogeno y oxigeno. Si el producto de la combustión resultó 1,45 g de CO2, y 0,890 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica?


Misceláneas

2.

= mol C

= mol H

= mol O

1,45 g CO2 44 g CO2

12 g Cx = 0,4 g C

0,890 g H2O 18 g H2O

2 g Hx = 0,1 g H

1,05 g O

12 g C1 mol Cx

CH3O2

El ácido ascórbico (vitamina C) es un compuesto formado solo por C, H, y O. Si al combustionar 1,00 g de este ácido, se produce 1,50 g de CO2 y 0,405 g de H2O; determine la fórmula molecular del compuesto sabiendo que su peso molecular es 176 uma.


Misceláneas

3.

C6H8O6

¿Cuánto cuesta en dólares 1 gramo de oro, si por un sucre se obtenían 7,64 x 1015 at de Au?


Misceláneas

3.

Auátxsucre

.1064,71

151 g Au = ….. dólaresgAuAumol

97,1961

x x x xAumol

Auátx1

.10022,6 23

sucresdólares000.251

16

¿Cuántos átomos de oxígeno estarán presente en 0,5 litros de ácido sulfúrico, sabiendo que la densidad de éste ácido es 2,7 g/mL?


Misceláneas

4.

4211000

SOHLmL

0,5 L H2SO4 x = Át.OmLg

17,2 x x

98g


Misceláneas

)

)

relaciones cuantitativas

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