La nomenclatura inorganica nos sirve para nombrar los diferentes compuestos que existen a nivel inorganico. Existen tres clases de nomenclatura: Tradicional o IUPAC, STOCK, y sistematica.
Para poder utilizar correctamente estas nomenclaturas los compuestos inorganicos se han dividido en 5 grupos o familias, los cuales son: OXIDOS, BASES (HIDROXIDOS), ACIDOS, SALES E HIDRUROS
jueves, 3 de marzo de 2011
miércoles, 3 de noviembre de 2010
CLASES PARTICULARES A TODO NIVEL
COMO PUEDEN OBSERVAR ESTE BLOG ESTA DEDICADADO A TRATAR ALGUNOS TEMITAS DE QUIMICA, SI USTED POSEE PROBLEMAS CON ALGUNOS DE ESTOS TEMAS, LLAMENOS Y CON MUCHO GUSTO LE COLABORAREMOS EN LA CIUDAD DE BOGOTÁ COLOMBIA Y SUS ALREDEDORES
Lic. JAIME DAVID VÁSQUEZ
Cel. (057)3142854393
martes, 19 de octubre de 2010
REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
Una REACCION QUIMICA es la union de dos o mas elementos o compuestos los cuales cambian totalmente sus propiedades fisicas y quimicas originando asi nuevas sustancias.
Una ECUACION QUIMICA es la representaciòn mediante simbolos de una reaccion quìmica
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones Quimicas se clasifican en:
NOMBRE
EXPLICACIÓN
EJEMPLO
Composición o síntesis
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
Descomposición o análisis
Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :
2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)
Neutralización
En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.
H2SO4 (ac)
+ 2NaOH(ac) →
Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
Desplazamiento
Un átomo sustituye a otro en una molécula
CuSO4 + Fe →
FeSO4 + Cu
Intercambio o doble desplazamiento
Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
K2S
+
MgSO4 →
K2SO4 + MgS
Sin transferencia de electrones
Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.
Reacciones de doble desplazamiento
Con transferencia de electrones (REDOX)
Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.
Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento
Reacción endotérmica Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.
2NaH
2Na(s)
+
H2(g)
Reacción exotérmica Es aquella que desprende calor cuando se produce. 2C ( grafito) +
H2(g) →
C2H2 (g) ΔH=54.85 kcal
BALANCEO DE ECUACIONES
Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos
Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :
1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.
EJEMPLO:
N2 + H2
→
NH3
En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
N2 + H2
→
2NH3
Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :
N2 + 3H2
→
2NH3
La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:
BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN
Oxidación Perdida Aumento
Reducción Ganancia Disminución
Agente oxidante
( sustancia que se reduce) Gana Disminuye
Agente reductor
( sustancia que se oxida) Pierde Aumenta
como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :
(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.
Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4 + 2e- → Mn+2
2Cl-1 + 2e- → Cl20
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.
MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O-
EJEMPLO:
Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación
(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.
(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:
N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a)
S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b)
(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3
2N+5 + 6e- → 6N+2 (3a)
3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)
ION ELECTRÓN
Los pasos de este método son los siguientes:
a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.
b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.
c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .
d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.
e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.
f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.
g) Simplificar los coeficientes.
EJEMPLO:
Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :
Cr2O7-2
+
Fe+2
→
Cr+3
+ Fe+3
(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:
Cr2O7-2 → Cr+3 ( para el agente oxidante) (1a)
Fe+2
→
Fe+3
( para el agente reductor)
(1b)
(2) Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:
Cr2O7-2 +
14H+
→
2Cr+3 +
7H2O (2a)
Fe+2 →
Fe+3 (2b)
(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:
Cr2O7-2 +
14H+
+
6e- →
2Cr+3 +
7H2O
(3a)
Fe+2
→ Fe+3
e-
(3b)
(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:
Cr2O7-2 +
14H+
+
6e- →
2Cr+3 +
7H2O
(4a)
6Fe+2
→ 6Fe+3
6e-
(4b)
(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:
Cr2O7-2
+
14H+ +
6Fe+2 →
2Cr+3
+ 7H2O + 6Fe+3
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Una ECUACION QUIMICA es la representaciòn mediante simbolos de una reaccion quìmica
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones Quimicas se clasifican en:
NOMBRE
EXPLICACIÓN
EJEMPLO
Composición o síntesis
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
Descomposición o análisis
Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una molécula :
2HgO (s) → 2Hg(l) + O2(g)
Neutralización
En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.
H2SO4 (ac)
+ 2NaOH(ac) →
Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
Desplazamiento
Un átomo sustituye a otro en una molécula
CuSO4 + Fe →
FeSO4 + Cu
Intercambio o doble desplazamiento
Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
K2S
+
MgSO4 →
K2SO4 + MgS
Sin transferencia de electrones
Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.
Reacciones de doble desplazamiento
Con transferencia de electrones (REDOX)
Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con respecto a los productos.
Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento
Reacción endotérmica Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.
2NaH
2Na(s)
+
H2(g)
Reacción exotérmica Es aquella que desprende calor cuando se produce. 2C ( grafito) +
H2(g) →
C2H2 (g) ΔH=54.85 kcal
BALANCEO DE ECUACIONES
Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos
Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :
1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.
EJEMPLO:
N2 + H2
→
NH3
En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
N2 + H2
→
2NH3
Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante :
N2 + 3H2
→
2NH3
La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:
BALANCEO DE ECUACIONES CAMBIO EN ELECTRONES CAMBIO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN
Oxidación Perdida Aumento
Reducción Ganancia Disminución
Agente oxidante
( sustancia que se reduce) Gana Disminuye
Agente reductor
( sustancia que se oxida) Pierde Aumenta
como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :
(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación.
Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 → Mn+2Cl2-1 + Cl20 + H2+1O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4 + 2e- → Mn+2
2Cl-1 + 2e- → Cl20
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.
MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O-
EJEMPLO:
Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación
(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.
(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:
N+5 + 3e- → N+2 ( cambio de -3) (2a)
S-2 → S0 + 2e- ( cambio de +2) (2b)
(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3
2N+5 + 6e- → 6N+2 (3a)
3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:
2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a)
ION ELECTRÓN
Los pasos de este método son los siguientes:
a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.
b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.
c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .
d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.
e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.
f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.
g) Simplificar los coeficientes.
EJEMPLO:
Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :
Cr2O7-2
+
Fe+2
→
Cr+3
+ Fe+3
(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:
Cr2O7-2 → Cr+3 ( para el agente oxidante) (1a)
Fe+2
→
Fe+3
( para el agente reductor)
(1b)
(2) Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:
Cr2O7-2 +
14H+
→
2Cr+3 +
7H2O (2a)
Fe+2 →
Fe+3 (2b)
(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:
Cr2O7-2 +
14H+
+
6e- →
2Cr+3 +
7H2O
(3a)
Fe+2
→ Fe+3
e-
(3b)
(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:
Cr2O7-2 +
14H+
+
6e- →
2Cr+3 +
7H2O
(4a)
6Fe+2
→ 6Fe+3
6e-
(4b)
(5) Se suman las semireacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:
Cr2O7-2
+
14H+ +
6Fe+2 →
2Cr+3
+ 7H2O + 6Fe+3
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domingo, 19 de septiembre de 2010
FORMULAS MOLECULARES
FORMULAS MOLECULARES: Las formulas moleculares revelan el verdadero numero de átomos que contiene una molécula. Para hallarla se necesita primero hallar la formula empirica, la cual vimos en la entrada pasada, posteriormente se debe sacar el peso molecular de la formula empirica y dividirlo por el dado en el problema. Este resultado se debe aproximar al numero entero mas cercano, segun corresponda, y por ultimo este valor se multiplica por cada uno de los subindices contenidos en la formula empirica y queda ya la formula molecular armada. En algunos casos la formula empirica es la misma formula molecular. Veamos un ejemplo:
Hemos obtenido la siguiente composición porcentual de un compuesto: 85,7 %
de C y 14,3 % de H.
Datos: MC = 12 u ; MH = 1 u.
¿Cuál es la fórmula empírica?
Si la masa molecular es 84 u, ¿cuál es su fórmula molecular?
1mol de C
C = 85.7g * _________ = 7.14 moles de C
12g
1 mol H
H = 14.3g * _____________ = 14.3 moles de H
1g
7.14
C = ___________ = 1
7.14
14.3
H = ____________ = 2
7.14
FORMULA EMPIRICA CH2
PARA HALLAR LA FORMULA MOLECULAR SE DEBE SACAR EL PESO MOLECULAR DE LA FORMULA EMPIRICA:
C = 1 * 12g = 12g
H = 2 * 1g = 2g
_________
14g
DIVIDIMOS EL PESO MOLECULAR SUMINISTRADO EN EL PROBLEMA POR EL HALLADO SEGUN LA FORMULA EMPIRICA:
84g
____ = 6
14g
MULTIPLICAMOS ESTE RESULTADO POR CADA UNO DE LOS COEFICIENTES OBTENIDOS EN LA FORMULA EMPIRICA (CH2)6
Y TENEMOS COMO FORMULA MOLECULAR C6H12
Veamos el siguiente video:
http://www.youtube.com/watch?v=AaWnjUqrPtE
Veamos el siguiente video:
http://www.youtube.com/watch?v=AaWnjUqrPtE
domingo, 12 de septiembre de 2010
FORMULA EMPIRICA
Las formulas empiricas nos expresan el número minimo de átomos que pueden llegar a conformar una molecula.
Para armar formulas empiricas debemos seguir unos pasos:
1) Convertir los porcentajes (%) o gramos, dados en el ejercicio, a moles.
2) Escoger el menor resultado de los obtenidos en el paso anterior y, dividir los otros resultados por este valor. (Los resultados se deben aproximar al número entero mas cercano, no se pueden expresar en decimales).
3) Los resultados obtenidos corresponden a los subindices (número de átomos correspondientes a cada elemento en la molecula) del compuesto y esta ya sería la formula empirica del elemento.
Veamos algunos ejemplos:
Ahora veamos el siguiente video que nos complementa lo visto:
Para armar formulas empiricas debemos seguir unos pasos:
1) Convertir los porcentajes (%) o gramos, dados en el ejercicio, a moles.
2) Escoger el menor resultado de los obtenidos en el paso anterior y, dividir los otros resultados por este valor. (Los resultados se deben aproximar al número entero mas cercano, no se pueden expresar en decimales).
3) Los resultados obtenidos corresponden a los subindices (número de átomos correspondientes a cada elemento en la molecula) del compuesto y esta ya sería la formula empirica del elemento.
Veamos algunos ejemplos:
- Deduce la fórmula empírica de de un compuesto que contiene 21,6% de Na, 33,3% de Cl y 45,1% de O. Datos: MNa = 23 u ; MCl = 35,5 u ; MO = 16 u.
Elemento
|
Masa en la muestra
|
Masa atómica
|
Relación de átomos (Conversión a moles)
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
Na
|
21,6 g
|
23 u
|
21,6 / 23 = 0,939
|
0,939 / 0,938 = 1
|
Cl
|
33,3 g
|
35,5 u
|
33,3 / 35,5 = 0,938
|
0,938 / 0,938 = 1
|
O
|
45,1 g
|
16 u
|
45,1 / 16 = 2,819
|
2,819 / 0,938 = 3
|
Fórmula empírica: NaClO3
- Se queman en aire 1,515 g de vapor de cinc y se obtienen 1,886 g de óxido de cinc. Deduce la fórmula empírica del óxido formado. Datos: MZn = 65,38 u ; MO = 16 u.
Elemento
|
Masa en la muestra
|
Masa atómica
|
Relación de átomos (Conversión a moles)
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
Zn
|
1,515 g
|
65,38 u
|
1,515 / 65,38 = 0,0232
|
0,0232 / 0,0232 = 1
|
O
|
1,886 –1,515 = 0,371 g
|
16 u
|
0,371 / 16 = 0,0232
|
0,0232 / 0,0232 = 1
|
Fórmula empírica: ZnO
- Calcula la fórmula empírica de una sustancia cuya composición porcentual en masa es 0,8% de H, 36,5% de Na; 24,6% de P y 38,1% de O. Datos: Datos: MH = 1 u ; MNa = 23 u.; MP = 31 u ; MO = 16 u.
Elemento
|
Masa en la muestra
|
Masa atómica
|
Relación de átomos (Conversión a moles)
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
H
|
0,8 g
|
1 u
|
0,8 / 1 = 0,8
|
0,8 / 0,794 = 1 (1,008)
|
Na
|
36,5 g
|
23 u
|
36,5 / 23 = 1,587
|
1,587 / 0,794 = 2 (1,999)
|
P
|
24,6 g
|
31 u
|
24,6 / 31 = 0,794
|
0,794 / 0,794 = 1
|
O
|
38,1 g
|
16 u
|
38,1 / 16 = 2,381
|
2,381 / 0,794 = 3 (2,999)
|
Fórmula empírica: Na2HPO3
- Deduce la fórmula empírica de un compuesto que contiene la siguiente composición porcentual en masa: 48,96% de O, 26,52% de Cr y 24,52% de S. Datos: MO = 16 u ; MCr = 52 u ; MS = 32,1 u.
Elemento
|
Masa en la muestra
|
Masa atómica
|
Relación de átomos (Conversión a moles)
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
O
|
48,96 g
|
16 u
|
48,96 / 16 = 3,06
|
3,06 / 0,51 = 6
|
Cr
|
26,52 g
|
52 u
|
26,52 / 52 = 0,51
|
0,51 / 0,51 = 1
|
S
|
24,52 g
|
32,1 u
|
24,52 / 32,1 = 0,764
|
0,764 / 0,51 = 1,5 (1,498)
|
Para que la relación sea de números enteros sencillos deberemos multiplicar todo por dos:
Elemento
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
O
|
6 · 2 = 12
|
Cr
|
1 · 2 = 2
|
S
|
1,5 · 2 = 3
|
Fórmula empírica: Cr2S3O12
- Deduce la fórmula empírica de un compuesto que contiene la siguiente composición porcentual en masa: 92,31% de C y 7,69% de H. Si la masa molecular es de 78 u, ¿cuál es su fórmula molecular? Datos: MC = 12 u ; MH = 1 u
Elemento
|
Masa en la muestra
|
Masa atómica
|
Relación de átomos (Conversión a moles)
|
Relación números enteros sencillos (Subindices)
|
C
|
92,31 g
|
12 u
|
92,31 / 12 = 7,692
|
7,692 / 7,69 = 1
|
H
|
7,69 g
|
1 u
|
7,69 / 1 = 7,69
|
7,69 / 7,69 = 1
|
Ahora veamos el siguiente video que nos complementa lo visto:
sábado, 14 de agosto de 2010
lunes, 9 de agosto de 2010
ASESORIAS EDUCATIVAS JV: APLICABILIDAD DEL CONCEPTO DE MOL
Como vemos el mol para la química es algo útil como veíamos en la anterior entrada, ahora debemos entender que en base a la mol giran bastantes temáticas de la química como son: Conversiones molares, Formulas empiricas y moleculares, Estequiometria, gases, soluciones, equilibrio químico, cinética química, entre otros.
Como vemos este concepto de mol es una de las temáticas claves en el estudio de la química.
En próximas publicaciones nos dedicaremos a estudiar detenidamente cada una de estas temáticas.
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