Download Estequiometría de compuestos

Estequiometría de
compuestos
Fórmulas Moleculares
• La fórmula molecular de un compuesto nos
indica los elementos que componen la molécula
y el número de átomos de cada cual
– En una molécula de C3H6O hay 3 átomos de C, 6
átomos de H y un átomo de O
• Con la fórmula molecular podemos determinar
la masa molecular. Esto se hace sumando las
masas de todos los átomos que componen la
molécula
– La masa molecular del compuesto anterior se obtiene
sumando la masa de C tres veces, la de H seis veces
y la de O una vez = 3(12.01) + 6(1.008) + 16.00 uma
= 58.08 uma
El Mol
• Puesto que los átomos y moléculas son muy
pequeños, usamos el mol como unidad de
cantidad de partículas. El mol se define como el
número de átomos que hay en una muestra de
un elemento que contiene su masa atómica en
gramos. Así, por ejemplo en 12.011 g de
carbono hay un mol de átomos de carbono
• Se ha determinado que este número es igual a
6.0221421 X 1023. A este número se le conoce
como el número de Avogadro en honor del
científico italiano Amedeo Avogadro
Resumen de equivalencias
• De lo dicho hasta aquí tenemos unas
equivalencias que podemos usar según se
requieran para hacer cálculos con moléculas
usando las proporciones de átomos que las
componen o la estequiometría de esas
moléculas. Las equivalencias básicas son:
– 1 molécula = # de cada clase de átomos que la
compone
– 1 mol = # moles de cada clase de átomo que la
compone según la fórmula
– 1 mol = 6.02 x 1023 partículas
– 1 mol = masa molecular en gramos
Caso ilustrativo
• A modo de ejemplo veamos algunas
equivalencias para el ácido sulfúrico
(H2SO4)
– 1 molécula de H2SO4 = 4 átomos de O
– 1 mol de H2SO4 = 2 moles de H
– 1 mol de H2SO4 = 6.02 x 1023 moléculas de H2SO4
– 1 mol de H2SO4 = 98.08 g de H2SO4
Aplicaciones
• Estas equivalencias se pueden usar como
factores unitarios en conversiones como
las que siguen
– Moles  partículas
– Gramos moles
– Fórmula molecular  % de composición
– % de composición  fórmula empírica
• Veamos algunos ejemplos
Ejemplo 1
• Calcule el número de átoms de hidrógeno
que hay en 45 moléculas de agua:
45 moléculas de agua [2 átomos de H/1 molécula agua]
= 90 átomos de H
NOTA: El corchete contiene la equivalencia de átomos
de H en una molécula de agua expresada como
factor unitario (razón) que cancele las moléculas de
agua y deje los átomos de H
Ejemplo 2
• Calcule los átomos de oxígeno que hay en
3.50 moles de bióxido de carbono (CO2)
3.50 mol CO2[2 mol O/1 mol CO2][6.02 x 1023 átomos O/1 mol O]
= 4.21 X 1024 átomos de O
NOTA: el primer corchete es la equivalencia
estequiométrica de O en CO2 y el segundo es la
equvalencia de mol a número de partículas
Ejemplo 3
• Calcule los moles de propano (C3H8) que
hay en 39.5 g de propano
39.5 g C3H8[1mol C3H8/44.09 g C3H8]
= 0.896 moles de propano
NOTA: el corchete es la equivalencia de mol a
gramos o la masa molar del compuesto
Ejemplo 4: porciento de
composición
• Calcule el porciento de carbono en el
propano
Los porcientos de composición se hacen por
masa y se obtienen dividiendo los gramos del
elemento por los gramos totales por cien.
Como esto es una proporción, el total que se
use es indiferente por lo que lo más simple es
usar la masa molar
% C = [36.03g/44.09 g] x 100 = 81.72 %
Ejemplo 5
• Determine la fórmula empírica de un compuesto de
carbono, hidrógeno y oxígeno que contiene 38.7 % de C
y 9.7 % de H.
Note que no se indica el tercer porcentaje porque no hace falta (el
total es 100 %)
Lo más simple aquí es comenzar con 100 g del compuesto ya que
los datos son por cientos
En 100 g hay 38.7 g de C, 9.7 g de H y 51.6 g de O
Estos números se convierten a moles de cada elemento y se
obtienen 3.22 mol C, 9.62 H y 3.23 de O
Como la fórmula empírica es la proporción más simple de átomos (o
moles) queremos números enteros pequeños. Para ello dividimos
todos los moles entre el número menor (3.22)
Nos quedan 1 mol de C, 2.99 de H y 1.00 de O. Estos números son
enteros o prácticamente enteros por lo que acabamos. Si los
números que quedan no son todos enteros entonces multiplicamos
por un número pequeño para que todos queden enteros o
prácticamente enteros
El resultado es : CH3O
Ejemplo 6
• Determine la fórmula molecular de un
compuesto con masa molar de 62.1 g/mol y
cuya fórmula empírica es la del ejercicio 5.
Aquí determinamos la masa de la fórmula empírica (FE) y vemos
cuántas veces entra en la masa molecular. El factor resultante se
multiplica en la fórmula empírica para hallar la fórmula molecular
Masa FE = 12.01 + 3(1.008) + 16.00 = 31.03 g/mol
Masa molecular/masa FE = 62.1/31.03 = 2.00
Por tanto la fórmula molecular es: C2H6O2