ARITMÉTICA QUÍMICA.ppt

7/26/2019 ARITMÉTICA QUÍMICA.ppt

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ARITMÉTICA QUÍMICA



¿Cómo determinamos la masa

molecular de un compuesto?

¿Qué es un peso-fórmula?

¿Cómo determinamos el númerode moles de una sustancia?



¿QUÉ PORCENTAJE DE CARBONO HAY EN UN MOL

DE GAS PROPANO (C3H8)?



LOGRO ESPECÍFICO:

Al finalizar la sesión, el estudiante resuelve ejercicios yproblemas relacionados a las unidades de masaatómica, masa molecular , mol y composición porcentual

haciendo uso de las fórmulas químicas y de los pesosatómicos de los elementos químicos, en base a lainterpretación del problema, fundamentación einterpretación de sus resultados.



• UNIDADES QUIMICAS DE MASA

• COMPOSICION PORCENTUAL

• FORMULAS EMPIRICAS Y

MOLECULARES



UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

Es la masa de un átomo,expresada en unidad de masaatómica (u.m.a.).

“Es la suma de la masa deprotones y neutrones de un

solo átomo”.

Masa Atómica



MASA ATÓMICA PROMEDIO

Se multiplica la masa de cada isótopo por su abundancia yse suman los productos.

Masa atómica promedio = ∑ mif i

mi : masa de los isótopos

f i: fracción porcentual de abundancia



Viene a ser la suma de las masas de los átomoscorrespondientes a una fórmula.

MASA MOLECULAR

Ejemplo:

La fórmula del agua es H2O.

Su masa molar será:(2 x 1.008) + (1 x 15.99)= 18.006 g



EJEMPLOSAcido Sulfúric o : H 2 SO4

Su masa molar :

(2x1,008) + (1x32,06) + (4x15,99)= 98,036 g.

Hid róxid o de Calcio : Ca(OH)2

Su masa molar:

(1 x 40,08) + 2(15,99 + 1,008) = 74,076 g



MOLEs la cantidad de una sustancia que contiene tantasentidades elementales como átomos hay en 12 g decarbono.

Cuando se usa mol las entidades elementales deben ser establecidas como: átomos, moléculas, iones, electrones,etc.

El número de Avogadro (6,022 X 1023

) que señala elnúmero de entidades elementales que están contenidas enun mol.



EJEMPLOS:

Un mol de átomos de Carbono - 12 tiene unamasa de 12g.

Un mol de átomos de O tiene una masa de16,00 g.

Un mol de moléculas de O2 tiene 32,00g.

Un mol de iones Cloro tiene una masa atómica

de 35,45g.



es la cantidad de sustancia existente en unmol de la misma.

NÚMERO DE MOLES

Nº de moles (n) = Masa total de sustancia (g)•

Masa molar (g/mol)



MASA MOLAR

Es la masa en gramos de un mol de sustancia.

La masa molar de átomos de hidrógeno es la masa de 1mol de átomos de Hidrógeno, la cual es 1,008 g/mol.

La masa molar de moléculas de Hidrógeno, es la masa deun mol de moléculas de Hidrógeno, H2, es decir (2x 1,008)= 2,016 g/mol.



NÚMERO DE AVOGADROIndica el número de partículas que hay en un mol decualquier entidad fundamental y es 6,022 x1023. Tambienrepresenta el número de átomos en “x” gramos decualquier sustancia, siendo “x” la masa molar de lasustancia.

1 mol = 6,022 x1023 partículas

Por lo tanto:

1 mol de átomos = 6,022 x1023 átomos1 mol de moléculas = 6,022 x1023 moléculas1 mol de iónes = 6,022 x1023 iónes



CONCEPTO DE MOL APLICADO A ELEMENTOS

El número de átomos en 1 mol de cualquier elemento sellama el Número de Avogadro y es igual a 6.022x1023.

1 mol de cualquier elemento es una muestra del

elemento con una masa en gramos igual a la masaatómica de ese elemento.

Ejemplos

1 mol Na = 22.99 g Na = 6,022x1023 átomos Na

1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6,022x1023 átomos Ca 1 mol S = 32.07 g S = 6,022x1023 átomos S



CONCEPTO DE MOL APLICADO A

COMPUESTOS• El número de moléculas en 1 mol de cualquier compuesto

se llama el número de Avogadro y es igual a 6.022x1023.

• 1 mol de cualquier compuesto es una muestra del

compuesto con una masa en gramos igual a la masamolecular de ese compuesto.

Ejemplos 1 mol H2O = 18,02 g H2O = 6,022x1023 moléculas H2O 1 mol CO2 = 44,01 g CO2 = 6,022x1023 moléculas CO2

1 mol NH3 = 17,03 g NH3 = 6,022x1023 moléculas NH3



EL MOL Y LOS CÁLCULOS QUÍMICOS

El concepto de MOL se puede utilizar para obtener factores de conversión útiles en cálculos químicosque relacionan elementos y compuestos.

Para elementos: ejemplo calcio Ca1 mol Ca = 40,08 g Ca = 6,022x1023 atomos de Ca

23

1 mol Ca 40.08 g Ca

40.08 g Ca 6.022 10 Ca atoms



EL CONCEPTO DE MOL SE PUEDE APLICAR A LASMOLÉCULAS PARA CALCULAR LA MASA MOLECULAR.

Ejemplo : compuesto H 2 O

1 mol de una molécula de H2O = 2 moles de átomos

de H y 1 mol de átomos de O

Masa molar (g) H2O = 2 moles H (1,008g H / 1 mol H) + 1 molO (16 g O / 1 mol O)

= 18,00g H2O)



EJEMPLO

• Determine el numero de átomos de C, H, O, que hay enuna cucharadita (5g) de azúcar de mesa (sacarosa C12

H22O11).



• Determinamos la cantidad de sacarosa en moles

5 g de sacarosa x 1 mol = 0.015 mol de C12H22O11

342 g

• Determinamos la cantidad de moléculas de C12H22O11 que hay en 0.015moles

0.015 mol de C12H22O11x 6.02x1023 moléculas =

1 mol

= 9.0 x 1021 moléculas



• Una vez obtenido el numero de moléculas podemos calcular el numero de

átomos a partir de la formula C12H22O11 contiene 12 átomos de carbono, 22de hidrogeno y 11 de oxigeno.

9.0 x 1021 moléculas x 12 átomos de C = 1.1x1023 at. C

1 molécula

9.0 x 1021 moléculas x 22 átomos de H = 2.0x1023 at. H

1 molécula

9.0 x 1021 moléculas x 11 átomos de O = 9.9x1022 at. O

1 molécula



COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Es el porcentaje en masa de cada elementocontenido en una sustancia o compuesto.

La masa molar de la sustancia o compuesto esel 100%.

% elemento = Masa total del elemento x 100Masa Molar



EJEMPLO 1:Hallar la composición porcentual de hidrógeno y oxígeno en el agua.

Solución: Masa molar de H2O : 18,006 g% H = 2,016 x 100 = 11,2 %

18,006

% O = 15,99 x 100 = 88,8 %

18,006

EJEMPLO 2Calcular la composición porcentual del cloruro de potasio.Solución:

Masa molar de KCl: 39,0 + 35,5 = 74,5 g

% K = 39,00 x 100 = 52,35 %

74,5

% Cl = 35,5 x 100 = 47,65 %74,5



EJEMPLO 3

Una muestra de 1,62 g de Nicotina contiene 1,2 g de Carbono; 0,14

g de Hidrógeno y 0,28 g de Nitrógeno gas. Hallar su composición

porcentual.

Soluciòn

% C = 1,2 g x 100 = 74,07

1,62 g

% H = 0,14 g x 100 = 8,64

1,62 g

% N = 0,28 g x 100 = 17,28

1,62 g

• Ʃ 100.00



EJEMPLO 4

Calcule la composición porcentual Ni2 (CO3)3

• Calcular la masa molar del compuesto = 297,41 g/mol

• Calcular el % de cada elemento:

• % Ni = 117,8 / 297,41 *100 = 39,47 %• % C = 36,03 / 297,41 * 100 = 12,11 %

• % O = 144 / 297,41 * 100 = 48,42 %



DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS

A.- FÓRMULA SIMPLE O EMPÍRICA

Es una expresión que representa la proporción mas

simple en la que están presentes los átomos que formanun compuesto químico. Se considera la representaciónmás sencilla de un compuesto.



Ejemplo 1: El análisis de muestra de un compuesto indicaque contiene un 27,3% de carbono y un 72,7 % deoxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica deese compuesto.

Solución:

Tomamos como base 100 g de compuesto, entoncestenemos 27,3 g de Carbono y 72,7 g de Oxígeno. Ahora hallamos el número de moles de cada elemento.

Moles C = 27,3 g de C x 1 mol de C = 2,275 mol C12,0 g de C



Moles O = 72,7 g de O x 1 mol de O = 4,544 mol O

16,0 g de ODividimos la cantidad de moles calculados entre elmenor valor de ellos, de modo que tengamos unarelación de números enteros sencillos.

C = 2,275 = 1,0

2,275

O = 4,544 = 2,0

2,275

La fórmula será: CO2 correspondiente al dióxido decarbono.



Ejemplo 2: Determinar la fórmula empírica de un

compuesto formado por 26,6% de potasio, 35,4%de cromo y 38,0 % de oxígeno.

Solución:

100 g de compuesto como base.Mol K = 26,6 g de K x 1 mol de K = 0,682 mol K

39,0 g de K

Mol Cr = 35,4 g de Cr x 1 mol de Cr = 0,680 mol Cr

52,0 g de Cr

Mol O = 38,0 g de O x 1 mol de O = 2,375 mol O

16,0 g de O



Dividimos la cantidad de moles entre el menor valor de ellos:

K = 0,682 = 1.0 Cr = 0,680 = 1,0 O = 2,375 = 3,5

0,680 0,680 0,680

Como tenemos un coeficiente con decimal, se multiplicapor un factor de tal manera que dicho coeficiente nos

resulte un número entero.De la siguiente manera:

K = 1,0 x 2,0 = 2,0

Cr = 1,0 x 2,0 = 2,0

O = 3,5 x 2,0 = 7,0

La fórmula será : K2Cr 2O7 correspondiente al dicromatode Potasio.



B.- FÓRMULA MOLECULAR

Indica el número de átomos diferentes que hayen cada molécula. En algunos casos puede ser la misma que la fórmula empírica o sino será unmúltiplo entero de ella.

• MFM = Peso Molecular de la fórmula molecular.

• MFE = Peso molecular de la fórmula empírica.

• K= 1,2,3,4. . .



Solución:

Hallamos su fórmula empírica: Tomando 100 g decompuesto como base y hallando el número de molesobtenemos 14,3 mol de H y 7,14 mol de C.

Dividiendo por la menor cantidad queda:

H = 14,3 = 2,0 , C = 7,14 = 1,07,14 7,14

Luego tenemos que la fórmula empírica es CH2

Además la masa molar de la sustancia es 42.0 g. Entonces:

(CH2)x = CxH2x 12X + 2X = 42 X = 3

Finalmente la fórmula molecular será : (CH2)x = (CH2)3

C3H6 correspondiente al Propeno.



Etapa 1: calcule la masa de cada elemento en una

muestra de 100 g.

62,58 g C, 9,63 g H 27,79 g O



• Etapa 2: convierta cada una de estas masas en unacantidad en moles.

Omol Og

Omol Og n

H mol H g

H mol H g n

C mol C g

C mol C g n

O

H

C

737,1999,15

179,27

55,9008,1163,9

210,5011,12

158,62

=x=

=x=

=x=

Dividimos entre el menor

Etapa 3: divida cada uno de los subíndices de la fórmulade prueba por el más pequeño (1,74). C2,99H5,49O



Etapa 5: convierta a todos los subíndices en enteros.

Multiplique por 2 para obtener C5,98H10,98O2

La fórmula empírica es C6H11O2

Etapa 6: determine la fórmula molecular.

La masa de la fórmula empírica es 115 g/mol.La masa de la fórmula molecular es 230 g/mol.

La fórmula molecular es C12H22O4



EVALUACIÓN

1. Calcular la masa molecular de los siguientescompuestos:

a. CaSO4

b. Al2(SO4)3



2. Calcular el número de moles en:

a. 360 gramos de aluminio

b. 8,10 kg de carbonato de calcio



3. Analizando una solución salina se halló: 5,85% y14,9% en peso de NaCl y KCl respectivamente.

Calcular:

a. Relación de moles de NaCl y KCl.

b. Gramos de Cl2 en 100 gramos de solución.



4. Calcular la composición porcentual en:a. Cloroformo (CHCl3)

b. Sulfato Ferroso



5. Determinar la fórmula empírica de de un compuesto queestá formado por 62,6 % de plomo; 8,5 % de nitrógeno y 28,9% de oxígeno.



6 .Determina la fórmula molecular de un compuesto que está

formado por: 83,7 % de carbono y 16,3 % de hidrógeno; si tieneun peso molecular de 86 g.

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