advertisement

Tutorial-Química

67 %
33 %
advertisement
Information about Tutorial-Química
Education

Published on November 26, 2008

Author: csenges

Source: authorstream.com

advertisement

Tutorial – Química : Tutorial – Química TABLA DE CONTENIDO : TABLA DE CONTENIDO INTRODUCCIÓN DEFINICIÓN DEL MOL CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL (EJEMPLOS) FÓRMULA EMPÍRICA (EJEMPLOS) FÓRMULA MOLECULAR (EJEMPLOS) VI. EJERCICIOS DE REPASO Exit INTRODUCCIÓN : INTRODUCCIÓN En este tutorial se discute el concepto del mol y su aplicación en el cálculo de cantidades de átomos, moléculas y formulas. Comenzaré por definir el mol. Se practicarán problemas utilizando el método de factor de conversión. Al finalizar el estudio de éste tutorial el estudiante: Conocerá la definición de mol. Podrá utilizar el concepto del mol para calcular el peso molecular de una fórmula. Podrá utilizar el concepto del mol para calcular la fórmula empírica dado los por cientos de composición. Podrá utilizar el concepto del mol para calcular la fórmula molecular de un compuesto si conoce el valor del peso molecular. DEFINICIÓN DEL MOL : DEFINICIÓN DEL MOL Los términos masa y peso no son equivalentes aunque muchas veces los utilizamos en forma indiscriminada. La masa es un término que se refiere a la cantidad de materia presente en una muestra. El peso por el contrario, es una medida de la fuerza que ejerce la gravedad sobre esa porción de materia. En un sistema gravitacional como la tierra el peso va a ser proporcional a la cantidad de masa y por eso vemos que en algunos casos se refieren al peso en unidades de gramos que es una medida de masa. DEFINICIÓN DEL MOL : DEFINICIÓN DEL MOL La masa de un átomo es una medida pequeña, del orden de 10-24, demasiado pequeña para ser medida en una balanza. Esto llevó a que los primeros químicos establecieran una escala de masa exclusivamente desarrollada para los átomos que llamaron unidad masa atómica relativa, umar por sus siglas. El factor de conversión que nos permite ir de gramos a umar es 1 umar = 1.66057 x 10-24 g. Los químicos utilizan una unidad de conteo denominada mol, que les permite hacer un conteo de partículas pequeñas tales como los átomos y las moléculas. El mol representa un número fijo. Este número es 6.022 x 10 23 y se conoce como el número de Avogadro. Amadeo Avogadro fue el primero en proponer una diferencia entre átomos y moléculas. ¿Qué importancia tiene el número de Avogadro? Cada elemento tiene una masa molar única. La masa molar de un elemento es el número de gramos que contiene 6.022 x 10 23 átomos de ese elemento. Al multiplicar el número de Avogadro por el por el peso en gramos de un átomo, obtenemos los pesos atómicos que aparecen en las tablas modernas. DEFINICIÓN DEL MOL : DEFINICIÓN DEL MOL La masa de un mol de átomos iguales de un elemento es igual a la masa atómica del elemento en gramos. Para los elementos la relación gramo/mol se obtiene de la tabla periódica. La unidad gramo se añade a la masa atómica del elemento. La masa molecular será igual a la suma de las masas individuales de los elementos que componen la fórmula química de ese compuesto. CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Se utilizan dos factores de conversión para resolver los problemas de moles; estos son: la relación de moles a gramos, ya sea gramos por mol o mol por gramos y la relación de partículas a moles o moles a partículas. Si el número de Avogadro se multiplica por la masa en gramos de un átomo de ese elemento, el producto que se obtiene es la masa molar atómica del elemento. Un mol de hidrógeno contiene 6.022 x 10 23 átomos de hidrogeno y tiene una masa de 1.008 gramos. Un mol de helio contiene 6.022 x 10 23 átomos de helio y tiene una masa de 4.003 gramos. Un mol de litio contiene 6.022 x 10 23 átomos de litio y tiene una masa de 6.941 gramos. CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Podemos observar que cada vez que utilizamos el término mol, nos referimos a 6.022 x 10 23 unidades. Sin embargo, la masa de esa cantidad de partículas será diferente ya que cada elemento tiene una masa única.   Ejemplo 1: Calcule el número de átomos de sodio en a) 3 docenas de átomos de sodio y en b) 3 moles de átomos de sodio. Utilice el método del factor de conversión para resolver el ejercicio. CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Solución 1   Para resolver la primera parte el factor de conversión que vamos a utilizar es 12 unidades = 1 docena Para resolver la segunda parte el factor de conversión que vamos a utilizar es 1 mol = 6.022 x 10 23 CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Ejemplo 2 Calcule cuantos moles de átomos de nitrógeno hay en una muestra que contiene 1.14 x 10 23 átomos de nitrógeno. Solución 2 Para resolver el ejercicio el factor de conversión que utilizaremos es 1 mol = 6.022 x 10 23 CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Solución 2 (Cont.) Podemos observar que el factor de conversión lo podemos utilizar de dos formas: La relación de masa en gramos y el mol nos permite calcular los pesos moleculares: CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Ejemplo 3 Calcule el número de moles de átomos de Zn en una muestra de 5.64 gramos de Zn. Solución 3 Para resolver el ejercicio el factor de conversión que utilizaremos será: 1 mol de átomos de Zn = 65.4 gramos de Zn CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Ejemplo 4 Calcule la cantidad de átomos de C presente en una muestra de 100.0g de C puro. Solución 4 Para resolver el ejercicio los factores de conversación que utilizaremos serán: 1 mol de C = 12.00 g 6.022 x 10 23 átomos de C = 1 mol de C CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Solución 4 (Cont.) La masa molecular de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los elementos que componen la fórmula. Tomemos por ejemplo la molécula de agua, H2O. Cada molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno. La masa atómica de hidrógeno es 1.00 gramos y la de oxígeno es 16.00 gramos. Para determinar la masa de una molécula de agua, multiplicamos por 2 la masa de hidrógeno y por 1 la masa de oxígeno. CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Solución 4 (Cont.) Luego sumamos la contribución total de cada elemento presente en la fórmula de agua: Esto nos produce unos nuevos factores de conversión: 1 mol de H2O = 18.00 gramos de H2O 6.022 x 10 23 moléculas de H2O = 1 mol de H2O CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Ejemplo 5 Calcule la masa molar de C6H12O6. Solución 5 La tabla periódica nos da la masa de cada elemento. Aplicando lo que sabemos: H 12 átomos x 1.00 gramos = 12.00 gramos O 6 átomos x 16.00 gramos = 96.00 gramos C 6 átomos x 12.00 gramos = 72.00 gramos C6H12O6 180.00 gramos CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Ejemplo 6 Calcule cuántas moléculas de CH4 hay presentes en 1.00 gramos de CH4. Solución 6 La estrategia para resolver el problema requiere que cambiemos los gramos de CH4 a moles de CH4 y de moles de CH4 a moléculas de CH4. Lo primero es calcular la masa molar de CH4 H 4 átomos x 1.00 gramos = 4.00 gramos C 1 átomo x 12.00 gramos = 12.00 gramos CH4 = 16.00 gramos de CH4 CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL : CÁLCULOS UTILIZANDO EL MOL Solución 6 (Cont.) Esto nos produce los siguientes factores de conversión: 1 mol de CH4 = 16.00 g de CH4 y 6.022 x 10 23 moléculas CH4 = 1 mol de CH4   Para resolver acomodamos los factores de conversión de tal forma que se cancelen las unidades: POR CIENTO DE COMPOSICION : POR CIENTO DE COMPOSICION El por ciento de composición de un compuesto es el por ciento por peso de cada elemento presente en el compuesto. El por ciento de composición se calcula utilizando los datos requeridos para calcular la masa molar. Por ejemplo, en el ejercicio 5 calculamos la masa molar de C6H12O6 la cual encontramos fue de 180.00 gramos por mol. Para poder calcular la masa molar calculamos la contribución de cada elemento presente en la fórmula. Encontramos que carbono aportaba con 72.00 gramos. Podemos expresar esa aportación en forma de por ciento. Para expresar la aportación de cada elemento en una fórmula en forma de por ciento, se divide la contribución total de ese elemento por la masa total molar de la fórmula y se multiplica por cien. Veamos: % C = 72.00 g x 100 = 40.00% 180.00 g POR CIENTO DE COMPOSICION : POR CIENTO DE COMPOSICION Los por cientos de cada elemento presente en una fórmula nos permite calcular la fórmula de un compuesto y la fórmula de un compuesto nos permite calcular los por cientos. Ejemplo 7: Calcule los por cientos de cada elemento en (NH4)2SO4 Primero calculamos la aportación de cada elemento presente en la fórmula. H 8 átomos x 1.00 g = 8.00 gramos N 2 átomos x 14.00 g = 28.00 gramos S 1 átomo x 32.00 g = 32.00 gramos O 4 átomos x 16.00 g = 64.00 gramos (NH4)2SO4 132.00 gramos por mol de fórmula POR CIENTO DE COMPOSICION : POR CIENTO DE COMPOSICION Ejemplo (Cont): Se expresa la aportación de cada elemento en forma de por ciento. FÓRMULA EMPÍRICA : FÓRMULA EMPÍRICA La fórmula empírica de un compuesto representa la relación más pequeña de números enteros de los átomos de los elementos que aparecen en una fórmula química de un compuesto. Para poder escribir una fórmula empírica, hay que encontrar la relación existente entre los elementos. Esto se puede expresar como los por cientos de composición o los gramos presentes de cada elemento en una muestra. Veamos un ejemplo: Ejemplo 8:   Una muestra de un compuesto se analiza y se encuentra que contiene 54.0% Fe, 46.0% S. Determine la fórmula empírica del compuesto. FÓRMULA EMPÍRICA : FÓRMULA EMPÍRICA Solución 8: El método para resolver el problema es el siguiente: Asumir que son 100 g de muestra por lo que la muestra contiene 54.0 gramos de Fe y 46.0 gramos de S. g de Fe = 54.0 gramos g de S = 46.0 gramos Cambia los gramos de cada elemento a moles de cada elemento. FÓRMULA EMPÍRICA : FÓRMULA EMPÍRICA Solución 8 (Cont): Dividir cada mol de cada elemento por el número de mol más pequeño. En este caso el número más pequeño de moles es el de Fe. De ser números que se puedan redondear, redondear al entero mas cercanos. En este caso que no se puede redondear multiplicar por 2 para obtener un entero. moles de Fe = 1.00 mol de Fe x 2 = 2 mol de Fe moles de S = 1.5 mol de S x 2 = 3 mol de S Finalmente la fórmula del compuesto es Fe2S3. FÓRMULA EMPÍRICA : FÓRMULA EMPÍRICA Ejemplo 9: En el laboratorio se analiza una muestra de 1.332 gramos de un compuesto y se encuentra que contiene 0.360 gramos de Na 0.220 gramos de N y el resto de O. Determine la fórmula empírica. Solución 9: El método para resolver el problema es el siguiente: Determinar los moles de cada elemento: FÓRMULA EMPÍRICA : FÓRMULA EMPÍRICA Solución 9 (Cont):   Dividir por el número mas pequeño, que en este caso es el 0.0157. Finalmente la fórmula del compuesto será NaNO3 FÓRMULA MOLECULAR : FÓRMULA MOLECULAR Después que se determina la fórmula empírica, nos preguntamos como podemos determinar la fórmula molecular que es la fórmula real del compuesto. Para poder determinar la fórmula molecular de un compuesto necesitamos conocer la masa molecular verdadera del compuesto. Esta información se puede obtener de un análisis de espectrometría de masa, información que nos lo suministra un instrumento llamado Espectrómetro de Masa. Después de determinar la fórmula empírica y conociendo la masa molecular se procede a determinar la fórmula molecular. Ejemplo 10: La fórmula empírica de un compuesto es CH3. Si la masa molecular es 30.00g determine la fórmula molecular. FÓRMULA MOLECULAR : FÓRMULA MOLECULAR Solución 10: El método para determinar la fórmula molecular es el siguiente: Determinar la masa de la fórmula empírica aplicando lo que ya hemos aprendido. C 1 átomo x 12.00 g = 12.00 g C H 3 átomos x 1.00 g = 3.00 g H CH3 15.00 g CH3 FÓRMULA MOLECULAR : FÓRMULA MOLECULAR Solución 10 (Cont): Dividir la masa molecular dada por la masa de la fórmula empírica calculada. Multiplicar los subíndices de la fórmula empírica por el número obtenido de la división. Fórmula empírica es CH3 y la fórmula molecular C2H6 EJERCICIOS DE REPASO : EJERCICIOS DE REPASO Determine la masa molar de las siguientes fórmulas (Ver Solución): a) CO2 b) C3H7OH c) F2 d) He e) K2CO3 f) H2SO4 Calcule el por ciento de cada elemento en AlPO4 y en Cr2(SO4)3. (Ver Solución) Determine cuántas moléculas hay en 2.18 moles de H2. (Ver Solución) ¿Cuántos moles de potasio K hay en 8.71 x 1022 átomos de K? (Ver Solución). ¿Cuál es el peso en gramos de 0.358 moles de NH4Cl? (Ver Solución) Determine la masa en gramos de 3.79 x 1022 moléculas de P2O5. (Ver Solución) EJERCICIOS DE REPASO : EJERCICIOS DE REPASO El análisis de un compuesto muestra que contiene 60.7% Ni, y 39.3% F. Calcule la fórmula empírica. (Ver Solución) La nicotina contiene 74.1% C, 8.64% H, 17.3% N. Calcule la fórmula empírica de nicotina. (Ver Solución) Calcule la fórmula empírica y la molecular para un compuesto que contiene 14.3% H, 85.7% C y tiene una masa molar de 42.00 gramos / mol. (Ver Solución) Un compuesto contiene 49.3% C, 2.1% H, 48.6% Cl y una masa molar de 292.0 g/mol. Determine su fórmula empírica y su fórmula molecular. (Ver Solución) SOLUCION EJERCICIO 1 : SOLUCION EJERCICIO 1 CO2 12.0 g C + 2(16.0 g O) = 44.0 g/mol C3H7OH 3(12.0 g C) + 8(1.0 g H) + 1(16.0 g O) = 60.00 g/mol F2 2(19.0 g F) = 38.0 g/mol He 1(4.00 g He) = 4.00 g/mol K2CO3 2(39.1 g K) + 1(12.0 g C) + 3(16.00 g O) = 138.00 g/mol H2SO4 2(1.00 g H) + 1(32.00 g S) + 4(16.00 g O) = 98.00 g/mol Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 2 : SOLUCION EJERCICIO 2 AlPO4 : 27.0 g Al + 31.0 g P + 4(16.0 g O) = 122.0 g/mol de AlPO4 % Al = 27.0 g Al x 100 = 22.1% Al 122.0 g AlPO4 % P = 31.0 g P x 100 = 25.4% P 122.0 g AlPO4 % O = 4(16.0 g O) x 100 = 52.5% O 122.0 g AlPO4 SOLUCION EJERCICIO 2 cont. : SOLUCION EJERCICIO 2 cont. Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 3 : SOLUCION EJERCICIO 3 Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 4 : SOLUCION EJERCICIO 4 Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 5 : SOLUCION EJERCICIO 5 Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 6 : SOLUCION EJERCICIO 6 Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 7 : SOLUCION EJERCICIO 7 Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 8 : SOLUCION EJERCICIO 8 SOLUCION EJERCICIO 8 cont. : SOLUCION EJERCICIO 8 cont. Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 9 : SOLUCION EJERCICIO 9 SOLUCION EJERCICIO 9 cont. : SOLUCION EJERCICIO 9 cont. Regresar a Ejercicios SOLUCION EJERCICIO 10 : SOLUCION EJERCICIO 10 SOLUCION EJERCICIO 10 cont. : SOLUCION EJERCICIO 10 cont. SOLUCION EJERCICIO 10 cont. : SOLUCION EJERCICIO 10 cont. Regresar a Ejercicios SOBRE TUTORIAL : SOBRE TUTORIAL

Add a comment

Related presentations

Related pages

FIFA 16 Ultimate Team - Tutorial - Química - YouTube

Aprende a jugar a FIFA 16 Ultimate Team, el modo de juego más popular de la franquicia EA SPORTS FIFA. Compra FIFA 16: https://www.easports.com ...
Read more

FIFA 16 Ultimate Team - Tutorial – Química - YouTube

Aprende a jugar a FIFA 16 Ultimate Team, el modo de juego más popular de la franquicia EA SPORTS FIFA. Nueva características: https://www ...
Read more

Chemistry Tutorial - The Biology Project

Chemistry Tutorial Introduction. Contents. Basic Chemistry for Understanding Biology. Chemical bonds and attractive forces. The Chemistry of Water ...
Read more

Quantification of soybean biodiesels in diesel blends ...

... multivariate calibration, a tutorial. Química Nova, 22 (1999), pp. 724–731. View Record in Scopus | Full Text via CrossRef | Citing articles (112)
Read more

1H NMR and Multivariate Calibration for the Prediction of ...

In this work, the use of 1H-NMR spectroscopy and a statistical approach to the analysis of biodiesel concentrations in blends with conventional diesel is ...
Read more

Quantification of soybean biodiesels in diesel blends ...

multivariate calibration, a tutorial. Química Nova 1999;22:724–31. West Conshohocken, PA: ASTM blends byFTIR-ATR and FTNIR Table 2
Read more

painting on Pinterest | Alcohol Inks, Sunsets and Tim Holtz

Sunset in Maui, Hawaii More. Sunrises Sunset, Favorite Place, Color, Hawaii Sunset, Beautiful Sunset, Sunrise Sunset, Beautiful Place, Maui Hawaii, Sunsets ...
Read more

Curso De Quimica Basica Gratis - CURSO GLOBAL, LA GUIA MAS ...

Curso Manual Tutorial Química fundamentos y conceptos básicos Recurso que explica acerca de Química fundamentos y conceptos básicos curso, manual, ...
Read more

Discoloration process modeling by neural network (PDF ...

DISCOLORATION PROCESS MODELING BY NEURAL NETWORK Oswaldo Luiz Cobra Guimarães1, ... a Tutorial, Química Nova, vol. 22, 1999; [9] Kanduc, R. K., ...
Read more

Extraction and characterization of pectin from cacao pod ...

Extraction and characterization of pectin from cacao pod husks (Theobroma cacao L.) with citric acid. ... um tutorial. Química Nova, 29 (2006), pp. 338–350.
Read more