MOL y cálculos químicos

ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA

La estequiometria es el estudio de las cantidades de reactivos y productos

que intervienen en las reacciones químicas.

• OBJETIVO.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la resolución de problemas.

• Introducción.- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.

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.

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 atómica) 1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S 1 mol de Cu 6.022 x 10átomos de Cu 63.55 g de Cu 1 mol de N 6.022 x 10átomos de N 14.01 g de N 1 mol de Hg 6.022 x 10átomos 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 10átomos 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 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 1023 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)

• K 1 x 39.10 = 39.10• O 1 x 16.00 = 16.00 • H 1 x 1.01 = 1.01 + • 56.11 g

Masa molar

• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)

• Cu 3x 63.55 = 190.65• P 2 x 30.97 = 61.04• O 8 x 16 = 128 + • 379.69 g

Masa molar

• 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 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

• 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

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 PORCENTUALEs 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 = 117.38

297.41• x 100 = 39.47%

% C = 36.03 297.41

• x 100 = 12.11%% O = 144 297.41

• 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

• 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 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 H • 85.7 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 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

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