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Tema 2.
Fórmulas, composiciones, expresión de las
concentraciones y estequiometría
Expresión de los resultados: Cifras significativas y
operaciones. Masa atómica, masa molecular,
formulas y ecuaciones químicas. Concepto de mol.
Determinación de fórmulas empíricas y moleculares.
Formas de expresar las concentraciones. Cálculos
estequiométricos.
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Medir
Medir una magnitud significa compararla con otra de la misma naturaleza que se toma como referencia y que constituye el patrón. Antiguamente, las unidades de medida que se usaban correspondían a las partes del cuerpo del soberano de turno.
pulgada pie palmo o cuarta
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Medir
Magnitud Unidad Símbolo longitud metro m masa kilogramo kg tiempo segundo s intensidad de corriente eléctrica amperio^ A temperatura termodinámica Kelvin^ K cantidad de sustancia mol mol intensidad luminosa candela cd
Unidades Básicas
Hoy se utiliza el Sistema Internacional de Medidas (SI). Las unidades del SI son la referencia internacional de las indicaciones de los instrumentos de medida.
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Medir
Factor Prefijo Símbolo 1024 yotta Y 1021 zeta Z 1018 exa E 1015 peta P 1012 tera T 109 giga G 106 mega M 103 kilo k 102 hecto h 101 deca d
Factor Prefijo Símbolo 10 -1^ deci d 10 -2^ centi c 10 -3^ mili m 10 -6^ micro 10 -9^ nano n 10 -12^ pico p 10 -15^ femto f 10 -18^ atto a 10 -21^ zepto z 10 -24^ yocto y
Múltiplos Submúltiplos
Hoy se utiliza el Sistema Internacional de Medidas (SI). Las unidades del SI son la referencia internacional de las indicaciones de los instrumentos de medida.
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El proceso de medida
¿Con qué y cómo podemos medir la altura de un disquete?
¿Qué características tiene la regla?
cm
5
4
3
2
1
6 Mínima división
0,1 cm
8
cm
5
4
3
2
1
6
•L = 4,35 cm + 0,05 cm
•Dos decimales
•Los dígitos 4 y 3 son exactos
•El dígito 5 es dudoso
•Tres cifras significativas (4, 3 y 5)
El proceso de medida
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Cifras significativas
4,35 cm
Cifras exactas Cifra estimada
Cifras significativas
La medida tiene 3 cifras significativas
Son cifras significativas todas aquéllas que pueden leerse
exactamente en el instrumento de medida utilizado más
una cifra estimada.
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Cifras significativas
Análogamente, cuando se resuelve un problema numérico, el resultado
debe expresarse con el número correcto de cifras significativas.
Cada instrumento de medida tiene una precisión limitada. Entendiendo por
precisión del instrumento la mínima medida que puede realizarse con él.
El resultado de una medida no
debe expresarse con mayor
precisión que la ofrecida por
los instrumentos utilizados.
La precisión se expresa me-
diante el número adecuado de
cifras significativas.
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Redondeo
Si la cifra a eliminar es menor que 5, la cifra precedente no cambia.
7,34 se redondea a 7,3.
Si la cifra a eliminar es mayor que 5, la cifra precedente se incre-
menta en una unidad.
7,37 se redondea a 7,4.
Si la cifra a eliminar es un 5 no seguido de otros dígitos o 5 seguido
de un cero, si el dígito precedente es impar se aumenta en una
unidad o se deja sin cambios si es par
7,45 se redondea a 7,4 y 7,35 a 7,4. 7,450 se redondea a 7,4 y 7,350 a 7,
Si el dígito a eliminar es 5 seguido de un dígito distinto de cero,
siempre se aumenta el dígito precedente en una unidad
7,456 se redondea a 7,5 y 7,354 a 7,4.
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Masa atómica
Los primeros químicos sabían que los átomos eran muy pequeños pero no tenían ninguna manera de encontrar su masa pero sí se dieron cuenta de que era posible calcular las masas relativas de dos átomos cualquiera.
Dalton demostró que 8 gramos de oxígeno se combinan con 1 gramo de hidrógeno y eligió al hidrógeno como patrón para su tabla de masas atómicas (1808), asignándole una masa igual a 1 unidad de masa atómica.
En 1899, la comunidad científica elige como patrón el oxígeno estableciendo en 1/ de la masa de átomo de O la unidad de masa atómica (uma)
Antes de mediados del siglo veinte, se descubrió que los átomos de un elemento no son todos idénticos entre sí. Están formados por isótopos cuyas masas difieren ligeramente.
Si el patrón es el O = 16,0000, ¿se han de tener en cuenta sus isótopos?. Aparecen entonces la uma física que tiene en cuenta sólo el 16 O y la uma química que tiene en cuenta la abundancia natural de sus isótopos.
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Masa atómica
1 uma = duodécima parte de la masa de un átomo de carbono 12
Este problema no se solucionó hasta 1961 cuando se unificaron ambas escalas de masas atómicas.
En resumen
La masa atómica de un elemento, isótopo o partícula
subatómica es una masa relativa.
La masa atómica de un elemento es, en realidad, la masa
atómica media de todos los isótopos de ese elemento, teniendo
en cuenta la abundancia de cada isótopo en la naturaleza.
Masa Atómica = (abundancia del isótopo)*(masa del isótopo)
M.a.(Pb)=(0,014)204+(0,241) +(0,221)207+(0,524)208=207,
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Masa molecular
En los compuestos, habremos de referirnos a masas moleculares: suma
de las masas atómicas de todos los átomos que constituyen su molécula.
gammaglobulinas tienen un peso molecular de 150.
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TENER EN CUENTA
Los conceptos de masa molecular y masa molar aunque
semejantes y relacionadas, no son lo mismo. Masa molecular
es la masa promedio ponderada de una molécula expresada en
unidades de masa atómica, (uma). La masa molar es la masa
del número de Avogadro de moléculas expresadas en gramos
por mol, los dos términos tienen el mismo valor numérico,
pero diferentes unidades, (g / mol).
halotano C 2 HBrClF 3
M( C 2 HBrClF 3 )^ = 2 M C + M H + M Br + M Cl + 3 M F
= (2 x 12.01) + 1.01 + 79.90 + 35.45 + (3 x 19.00) =
197.38 g/mol = Masa molar
197,38 uma = Masa molecular
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Fórmulas empírica y molecular
La fórmula empírica representa la relación más pequeña de números enteros en la que se encuentran los átomos de los elementos que forman un compuesto.
¿Cómo se puede deducir la fórmula empírica?
Se puede deducir si se conocen los porcentajes de los átomos que
forman las moléculas
Composición porcentual
Gramos de cada elemento
Moles de cada elemento
Formula empírica
Suponer 100 g
/ masa atómica
Calcular relación
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Fórmulas empírica y molecular
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.
Peróxido de hidrógeno
Fórmula Empírica = HO
Fórmula Molecular = H 2 O 2
Benceno
Fórmula Empírica = CH
Fórmula Molecular = C 6 H 6
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Formas de expresar la concentración
La descripción de una disolución implica conocer sus
componentes y sus cantidades relativas concentración.
Porcentajes
% en masa (% m/m) % en volumen (% v/v) % en masa/volumen (% m/v)
Fracción molar ()
Representa el tanto por uno en moles de i Adimensional
0 < i < 1; i i = 1
i =
ni
ntot
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Formas de expresar la concentración
Mezcla y dilución
Cuando se mezclan dos disoluciones de diferente concentración, la disolución resultante tiene una concentración intermedia entre las de las otras dos.
Cuando se diluye una disolución, su concentración varía en proporción inversa a la variación del volumen.
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Formas de expresar la concentración
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Cálculos estequiométricos
El término estequiometría se refiere a las relaciones fijas (teoría atómica) que existen entre las cantidades molares de los elementos en un compuesto y de los compuestos entre sí en una reacción química
Una ecuación química representa de una forma sencilla la estequiometría de una reacción: La estequiometría de una reacción química es un reflejo de las relaciones y transformaciones moleculares que sufren los átomos involucrados en esa reacción
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Cálculos estequiométricos
Se dice que los reactivos de una reacción química están en proporciones estequiométricas si sus cantidades iniciales corresponden a las relaciones molares expresadas por la correspondiente ecuación química ajustada.
Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, aquél
que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante y la
reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u
otros) reactivo en exceso.
N 2 + 3 H 2 2 NH 3
Reactivo limitante
Reactivo en exceso
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Resumen
Reacción Química
Ecuación Ajustada Disolución
Fórmulas de reactivos y productos (^) Relación Reac. y Prod.
Ley conservación Molaridad
Composición %
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Moles
NA
Masa molecular
Estequiometría
Representada cuantitativamente por (^) A veces en
Indica obedece Se utiliza
Relacionada por el volumen con
Relacionados con Relacionados conla masa por
Para calcular
Con la masa molecular se calcula Reactivos limitante y en exceso
Rendimientos Cálculo de
Se utilizan en
19/02/
Cifras significativas
¿Cuántas cifras significativas tiene la respuesta en el siguiente cálculo?
(1,4312 - 1,1 x 10-2^ ) ÷ (1,0712 x 10-4^ ) A) 5^ B) 4^ C) 2 D) 3
¿Cuál es el número correcto de cifras significativas en la respuesta a la siguiente multipli- cación: 1,022 × 0,.
A) cuatro B) una C) tres D) dos E) no puede determinarse
¿Cuál es la respuesta del siguiente cálculo? ( 75,032 + 2,3 + 0,0046)/10,
A) 7, B) 7, C) 7, D) 7, E) 7, 1
V = 3,1416 * 2,34^2 cm^2 * 19,91 cm = 342,
45 m / s = __________ km / h A) 2, B) 2,7 × 10^3 C) 1,6 × 10^2 D) 0, E) 1,6 × 10^5 El resultado correcto de cálculo de la masa molecular del H 2 SO 4 es __________. 4 × 15,9994 + 32,066 + 2 × 1,0079 = A) 98, B) 98, C) 98, D) 98, E) 98, El volumen de un cilindro es V = π r 2 h. Utilizando el valor de 3,1416 para la constante π, el volumen (cm^3 ) de un cilindro de radio de 2,34 cm y 19,91 cm de altura expresada en el número correcto de cifras significativas es __________. A) 342, B) 342, C) 342, D) 343 E) 342 (^2)
Cifras significativas
19/02/
5
Una "uma" (uam o dalton) es: A) 1/16 el peso del átomo de oxígeno B) el peso de la duodécima parte de un átomo de C- C) el peso del átomo de hidrógeno D) la unidad de masa atómica
Si el peso atómico de un elemento es 24, significa que un átomo de este elemento: A) pesa 24 uma B) es 24 veces más pesado que el átomo de hidrógeno C) es 24 veces más pesado que 1/12 el peso de un átomo de C- D) pesa 24 g
- A y C
- A y B
- B y C
- C y D
Masas atómicas y moleculares, mol
- B y D
- A y D
- B y C
- C y D
6
¿Cuántas moléculas de eteno hay en 45,8 mg de eteno? La masa molar del eteno es 28,05 g / mol.
A) 2,71 × 10^20 B) 4,69 × 10^23 C) 7,74 × 10^26 D) 3,69 × 10^23 E) 9,83 × 10^20
¿Cuál es la masa (en kg) de 6,89 × 10^25 moléculas de dióxido de carbono? La masa molar del dióxido de carbono es 44,01 g / mol. A) 5,04 kg B) 3,85 kg C) 2,60 kg D) 5,03 kg E) 6,39 kg
Masas atómicas y moleculares, mol
19/02/
Al 2 (CO 3 ) (^3)
PCl 3
7
¿Cuántos átomos de oxígeno están contenidos en 47,6 g de carbonato de aluminio? La masa molar del carbonato de aluminio es 233,99 g / mol
A) 3,19 × 10^24 B) 2,96 × 10^24 C) 2,87 × 10^25 D) 1,10 × 10^24 E) 1,11 × 10^23
¿Cuántos moles de tricloruro de fósforo contienen 3,68 × 10 25 átomos de cloro?
A) 54, B) 61, C) 20, D) 20. E) 49,
Masas atómicas y moleculares, mol
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CH 3 - COOH
¿Cuántas moléculas de butano están contenidas en 25,0 mL de butano? La densidad del butano es 0,6011 g / mL y la masa molar es 58,12 g / mol.
A) 7,14 × 10^25 B) 1,46 × 10^27 C) 2,59 × 10^23 D) 1,56 × 10^23 E) 6,87 × 10^23
Hay __________ átomos de oxígeno en 300 moléculas de ácido acético.
A) 600 B) 300 C) 1,80 × 10^26 D) 3,01 × 10^24 E) 3,61 × 10^26
¿Cuál es la masa molar del butano si 5,19 × 10^16 moléculas de butano pesan 5,00 g?
A) 58,0 g / mol B) 431 g / mol C) 172 g / mol D) 232 g / mol
Masas atómicas y moleculares, mol
