ATOMO

Esta conformado por 3 partículas, el protón, cargado positivamente, el electrón con carga negativa y el electrón sin carga.

PROTÓN :

Fue descubierto por Goldstein, experimentando con tubos de descarga, usaba un cátodo perforado y notó cierto resplandor fuera de la región de los electrodos emitida por cierta rediación que atravesaba la abertura del cátodo, como se dirigían al cátodo negativo, concluyó que las partículas estaban cargadas positivamente.

ELECTRÓN:

Se descubrió a partir de estudios experimentales de los gases en tubos de descarga ele´ctrica. Se estudiaba la conductividad de los gases en un tubo al cual se aplicaba un fuerte voltaje en los electrodos que producía un flujo de corriente. Cuando alcanzaba el vacio se observo que se obtenía un rayo que salía del electrodo negativo y cuando chocaba con el extremo opuesto tomaba un aspecto fluorescente. Se llamó rayo catódico ( Eugen Goldstein). Posteriormente, William Crookes co ncluyó que los rayos llevaban carga negativa. En 1895 Thomson concluyó que los rayos catódicos eran cargas de electricidad negativas transportadas por partículas de materia de masa considerablemente pequeña.En 1891Stoney sugirió el nombre de electrón.

NÚCLEO ATÓMICO

Se define al núcleo atómico como la parte central del átomo, fundamentalmente, sus ingredientes principales son los protones y neutrones, en la que se concentra casi la totalidad del éste, sus características fundamentales son las siguientes:

Propiedades Orden de magnitudDiámetro: del orden de 10-13 a 10-12 cm

Densidad: del orden de 10-14 g / ml Carga eléctrica:

positiva, del orden de 10-19 a 10-

17 C

Masa: del orden de 10-24 a 10-22

NÚMERO ATÓMICO:

Es el número de protones que hay en el núcleo, se representa con la letra Z y da la identidad al núcleo. Los elementos en la tabla periódica están ordenados de acuerdo a su número atómico.

El número atómico:Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes número de electrones y protones. El número de protones en el núcleo de una átomo recibe el nombre de número atomico, se representa con la letra Z y da la identidad del átomo. N átomo en su estado natural es neutro y tiene numero igual electrones y protones. Un átomo de sodio tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y 11 electrones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de Uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones y el orden en la tabla periódica esta de acuerdo a números atómicos.

NÚMERO MÁSICO: es el número de protones más el número de neutrones. Para saber el número de neutrones en un átomo restaremos el número másico menos el número atómico. El número másico se representa con la letra A.

Ejemplo: 6C12 se le restara 12-6 (número másico menos número atómico) y resulta el número de neutrones de carbono que en este caso es 6.

También se conoce como número de masa. Se simboliza con una A.Para todo átomo e íon:

Número de neutrones = Número másico (A) - Número atómico (Z)A=Z+N

Todos los átomos de un mismo elementos poseen el mismo número de protones, pero el de neutrones generalmente varía, lo que conduce a los conceptos de Isótopos e Isóbaros

ISOTOPOS

Se conoce como isótopos a los átomos de un mismo elemento que posee distinto número de neutrones, es decir, distinto número de atómico que de número másico. Otra forma de expresar lo que es un isótopo es de la siguiente forma:Si dos núcleos tienen igual Z decimos que son isótopos.

Los isótoposSe puede observar que los pesos atómicos de los elementos no corresponden a números enteros; por ejemplo, el sodio tiene un peso de 22,990 uma, el titanio 47,90 uma y el rubidio 85, 468 uma, si el protón y electrón tiene 1 uma por que los átomos no tiene números enteros de umas en su peso?. Partícula masa uma masa gramos +1 1.00728 1.673 x 10 -24 0 1.00867 1.675 10 -24

-1 0.000549 9.108 10 –28

uma : 1.66 10 –24 g; 1g = 6,02 10 23 uma La realidad es que todos los átomos no pesan igual. Cuando Dalton propuso que todos los elementos deben tener el mismo peso, tamaño y forma, pero se desconocida los isótopos que son átomos que tienen igual numero de electrones y protones pero cambia en el número de neutrones. Los elementos distintos en Z que tienen igual número de masa A se denominan isóbaros. En los elementos radiactivos son muy comunes por ejemplo:

Si se toman una muestra al azar de átomos de hidrógeno se halla que el 99, 985 % es de protio 0, 0149 % serán de deuterio y el resto 0.0001 del porcentaje de tritio. El peso presente en la tabla periódica para el hidrógeno es el promedio ponderado de los tres valores o sea 1,008 u.m.a.

Ejercicio :

La abundancia del es de 78,60%, del es de 11,60 % y del es 9,8 % y sus masas respectivamente son 23,99 ; 24,99 ; y 25, 99 uma cual es su peso atómico promedio de Mg ?Cual es la abundancia del si el es de 80,4 % , sus masas respectivamente son 10,01294 y 11,00931 y su peso atómico promedio es de 10,81 umas?

Isóbaro

En química, se denominan isobaros (del griego: ἴσος, isos = mismo; βαρύς, baros = peso) a los distintos núcleos atómicos con el mismo número de masa (A), pero diferente número atómico (Z). Las especies químicas son distintas (comparar con isótopos), ya que el número de protones difiere entre los dos, pero la cantidad de protones y de neutrones es tal que, a

pesar de ser distinta entre los dos isóbaros, la suma es la misma, pero con distinto número de protones.

EjemplosEjemplo:

MASA ATÓMICA:

La masa atómica es la masa de un átomo en reposo, la unidad SI en la que se suele expresar es la unidad de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones, neutrones y electrones en un átomo único en estado de reposo.La masa atómica, también se ha denominado peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es propiedad del cuerpo y el peso depende de la gravedad.

Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. (El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones)

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.En cambio, la masa atómica de un isótopo sí coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. Esta diferencia es debida a que los elementos no están formados por un solo isótopo si no por una mezcla con unas ciertas abundancias para cada uno de ellos. Mientras que cuando medimos la masa de un isótopo en concreto no tenemos en cuenta las abundancias. De todas formas ni siquiera la masa atómica de los isótopos equivale a la suma de las masas de los nucleones. Esto es debido al defecto de masa.

MASA MOLAR

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Sus unidades en química son g/mol. Esta magnitud tiene el mismo valor numérico que la masa molecular de dicha partícula, pero en vez de estar en unidad de masa atómica está en gramos/mol.

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.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.

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 10 átomos

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 10 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Ejemplos:

Moles Átomos Gramos

(Masa atómica)

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

MOLÉCULA

Fue allá por el siglo XVIII cuando, definitivamente superada la alquimia, se dio un nuevo impulso al estudio de la estructura de la materia, y se retomó la teoría atómica de Demócrito y Leucipo. Cuanto más eficazmente se investigaba, más evidente se hacía que la materia tenía que estar formada por partículas ínfimas indivisibles. Pero pronto se tuvo que recurrir a la distinción entre cuerpo simple o elemento, y cuerpo compuesto. La materia era un sistema perfecto de construcción, que partiendo de la estructura más sencilla (el átomo, que resultó no serlo tanto), iba presentando estructuras cada vez más complejas. El paso siguiente al átomo tenía que ser la molécula. Algo tan simple como un montón diminuto de átomos. Era imprescindible para explicar los cuerpos compuestos. Se creó el concepto a partir de la palabra latina moles, que significa volumen, peso o masa grande. En español, conservando ese valor, llamamos mole a cualquier cosa de gran volumen. En la misma familia tenemos demoler, y algo más lejos molestia, molino, molicie, muelle… Al formar el diminutivo en latín, molécula, se combinó en la misma palabra el concepto de voluminoso y su contrario, el de pequeño. Tal como la palabra átomo pretende dar la idea de la máxima simplificación, con la palabra molécula se pretende dar la idea de composición o complejidad (de mole formada por una acumulación de distintos elementos). Y como ocurrió con el átomo, fue una palabra creada para explicar algo que se intuía, pero que no se veía. Por eso, sin cambiar la palabra, fue perfilándose la visión que se tenía de su significado. La de las moléculas fue una teoría (una visión) como la del átomo, que tal como fue avanzando la ciencia, se fue confirmando como un prodigio de clarividencia.

El físico italiano Avogadro (1776-1856) fue quien fijó el concepto de molécula en el valor que tiene actualmente. Estableció que los cuerpos, incluidos los que están formados por un solo elemento, no son una acumulación de átomos sueltos, sino de grupos de átomos, es decir de moléculas. Llegó a esta conclusión estudiando el comportamiento de los gases, que es el estado en que la materia es menos

densa, y permite por tanto estudiar su estructura con mayor facilidad. La primera sospecha surgió al comprobar que combinando gases para formar un nuevo compuesto, los volúmenes de aquellos guardaban entre sí una relación sencilla. De ahí se dedujo que los gases, en volúmenes iguales, debían tener el mismo número de moléculas o de átomos. La conclusión de que eran las moléculas y no los átomos los que mantenían un valor constante, cayó por su propio peso. No se trataba, pues, de átomos sueltos, sino de moléculas sueltas. La teoría atómico-molecular de Dalton había dado un gran paso adelante. A partir de ahí se fue cerrando el sistema: una molécula no es una mezcla, sino una composición mucho más sólida, fija y estable: no puede descomponerse en átomos por métodos físicos, sino por procedimientos químicos. Para desmontar una molécula de agua, en la que los dos átomos de hidrógeno y el de oxígeno están unidos químicamente, se necesita una reacción química. La teoría molecular siguió confirmándose como acertada al ser capaz de explicar determinadas propiedades de los cuerpos sólidos como la plasticidad, la rotura, la elasticidad y el agrietamiento. Luego el microscopio acabó de hacer el resto.

En química, una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados por enlaces covalentes o metálicos (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas) , de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares. Las moléculas lábiles pueden perder su consistencia en tiempos relativamente cortos, pero si el tiempo de vida medio es del orden de unas pocas vibraciones, estamos ante un estado de transición que no se puede considerar molécula. Hay moléculas de un mismo elemento, como O2, O3, N2, P4..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos: la molecula se modifica con el calor.Se habla de “moléculas monoatómicas”, pese a lo contradictorio de la expresión, al referirse a los gases nobles y a otros elementos en los casos en que se hallan en forma de átomos discretos.Las moléculas pueden ser neutras o tener carga eléctrica; si la tienen pueden denominarse ion-molécula o ion poliatómico.Una sustancia química formada por moléculas neutras contendrá un único tipo de tales moléculas, pero si contiene iones-molécula necesariamente ha de contener también iones monoatómicos o poliatómicos de carga contraria.

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 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 10 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

átomos) = 1.31 x 10

átomos NaMasa 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.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

Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)Cu 3 x

63.55 = 190.65

P 2 x 30.97 = 61.04

O 8 x 16 = 128 +

379.69 g

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

En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.

1 MOL = 6.022 x10 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

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

¿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

5.00 mol H2O

(

18.02 g 1 mol

) = 90.1 g H2O

¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) 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 10

moléculas HCl

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

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

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% Ni =

117.38297.41 x 100 = 39.47%

% C

36.03297.41 x 100 = 12.11%

=

% O =

144297.41 x 100 = 48.42 %

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

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica.

La fórmula empírica indica que elementos están presentes y la relación entre ellos, expresada en números enteros, pero no indica necesariamente el número real de átomos en una molécula determinada.

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.

Fórmula molecular

La fórmula molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento que está presente en la unidad más pequeña de una sustancia. Por ejemplo:

H2, O2 y H2O, son las fórmulas moleculares del hidrógeno, oxígeno y del agua, respectivamente. El subíndice indica el número de átomos de cada elemento presente en una molécula de dicho compuesto, el subíndice 1 siempre se omite para simplificar

Ejemplos:

Compuesto Fórmula molecular Fórmula empírica

Acetileno C2H2 CHBenceno C6H6 CH

Formaldehído CH2O CH2O

Ácido acético C2H4O2 CH2O

Glucosa C6H12O6 CH2ODióxido 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 1Tomar 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 H85.7 g de C

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 C12.01 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.

H14.6

7.14

= 2.04

C 7.147.14 = 1.0

Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano.

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 n = 42.00

14.03 = 2.99 3

H 2 x 1.01 = 2.02 +

14.03

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos calcular la empírica aun cuando el problema no la pida.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 20.3 30.25 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: Fe2S3PASO 4

Fe2S3Fe 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

2.¿Cuál es la masa molecular del octanol (C8H18O)? Cuál es el porcentaje en masa de C, H y O? 3. La composición en masa de un carbohidrato 53.3% C, 11.1% H, and 35.6%. La masa molecular determinada experimentalmente es 90 uma. Halle la formula empírica y la formula molecular del carbohidrato. 4.Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), saborizante de alimentos, es el causante del “sindrome del restaurante chino”, ya que puede causar dolores de cabeza y del pecho. El MSG tiene la siguiente composición porcentual en masa: 35,51% de C; 4,77% de H; 37,85% de O; 8,92% de N y 13,60% de Na. Si su masa molar es 169 g, ¿Cuál es su fórmula molecular?. 5. Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en masa: K:24,75%; Mn:34,77%; O:40,51%. 6. El ácido fosfórico (H3PO4) (tetraoxofosfato(V) de hidrógeno) es un líquido que se utiliza en detergentes, fertilizantes, dentríficos y en bebidas gaseosas para “resaltar” el sabor. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. 7. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de urea [(NH2)2CO], que se utiliza como fertilizante, como alimento para animales y en la manufactura de polímeros?. La masa molar de la urea es 60,06 g. 8. La calcopirita, CuFeS2 es un mineral principal del cobre. Calcule el número de kilogramos de Cu en 3,71 x 103 Kg de calcopirita. Formulas1. a)C4H10O2 y C2H5O1 b) C2H6O y C2H6O2. (8*12.0)+(18*1.01)+(1*16.0) = 96+18.2+16.0 = 130uma%C = 96/130 = 0.738 = 73.8%%H = 18.2/130 = 0.140 = 14.0%%O = 16/130 = 0.123 = 12.3%3. Para 100g ®53.3g of C, 11.1g H and 35.6g of O 53.3 g C * (1 mol/12.0g) = 4.44 moles C 11.1 g H * (1 mol/1.01g) = 11.0 moles H 35.6 g O * (1 mol/16.0g) = 2.23 moles O y dividiendo por el menor: (4.44/2.23) = 1.99 moles C. (11.0/2.23) = 4.93 moles H. (2.23/2.23) = 1.00 mole O Formula empírica: C2H5O Y la masa correspondiente sería (12.0*2) + (1.01*5) + (16.0*1) = 45.1 amu Como es el doble(90) la formula molecular debe ser : C4H10O2 4. C5H8O4NNa 5. KMnO4

6. %H=3,086% %P= 31,61% %O=65,31%7. 1,03x1024 átomos de H8. Masas atómicas: del Cu 63,6uma, del Fe 55,8 uma, del S= 32,0 uma%Cu en CuFeS2= 100*63,6/(63,6+55,8+2*32)=34,7%3,71 103 kg de CuFeS2 * 34,7% Cu en CuFeS2=1,28 x103kg de Cu