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,

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