Estequiometra de compuestos Frmulas Moleculares La frmula molecular

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 C 3 H 6 O 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 (H 2 SO 4) – 1 molécula de H 2 SO 4 = 4 átomos de O – 1 mol de H 2 SO 4 = 2 moles de H – 1 mol de H 2 SO 4 = 6. 02 x 1023 moléculas de H 2 SO 4 – 1 mol de H 2 SO 4 = 98. 08 g de H 2 SO 4

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 (CO 2) 3. 50 mol CO 2[2 mol O/1 mol CO 2][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 CO 2 y el segundo es la equvalencia de mol a número de partículas

Ejemplo 3 • Calcule los moles de propano (C 3 H 8) que hay en 39. 5 g de propano 39. 5 g C 3 H 8[1 mol C 3 H 8/44. 09 g C 3 H 8] = 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. 03 g/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 prácticamenteros por lo que acabamos. Si los números quedan no son todos enteros entonces multiplicamos por un número pequeño para que todos queden enteros o prácticamenteros El resultado es : CH 3 O

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: C 2 H 6 O 2