Ejercicios resueltos ajustar reacciones químicas.

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Ejercicios resueltos de fórmula empírica y molecular.

Ejercicios resueltos de fórmula empírica y molecular

Fórmula empírica y fórmula molecular.

Fórmula empírica.

La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en la que están combinados los átomos de cada uno de los elementos.

Fórmula molecular.

La fórmula molecular expresa la relación existente entre los números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula real de un compuesto.

Para calcular la fórmula molecular hay que calcular antes la fórmula empírica, a partir de la composición centesimal, el procedimiento es el siguiente:

1º Se calcula la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de los elementos dividiendo los porcentajes entre la masa atómica de cada elemento.

2º Si los coeficientes no son cifras enteras, se buscan otros enteros equivalentes dividiendo lo anteriores entre los más pequeños de todos, y si aun así no salen cifras exactas, se multiplican por el más pequeño. Se trata de encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto.

Ejemplo:

Si la fórmula empírica es AB2
La fórmula molecular será (AB2)n

n= masa molar/ masa molar empírica.

Composición centesimal.

Cuando se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. La composición centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto.


Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión:

En donde ni indica el número de átomos del elemento i considerado y PMi la masa atómica de dicho elemento.

Ejemplo:

Queremos calcular el porcentaje de oxígeno presente en el ácido nítrico. Las masas moleculares son:
Hidrógeno = 1,008 uma.
Nitrógeno = 14,01 uma.
Oxígeno = 16,00 uma.
Peso molecular del ácido nítrico: uma.

La fórmula del ácido nítrico es HNO3, así sabemos que una molécula de ácido nítrico contiene un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres de oxígeno. Aplicamos la fórmula anterior para el oxígeno.

Lo mismo puede repetirse para cada elemento.

VER FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR.

Ley de Boyle.

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Además se obtiene despejada que:

Donde:

= Presión Inicial

= Presión Final

= Volumen Inicial

= Volumen Final

Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos.

Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases.

Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac, reciben la denominación de GASES IDEALES.

Masa atómica y masa molecular, relativas y absolutas.,

La masa atómica (ma) es la masa de un átomo cuando se compara con un átomo de referencia, C12.

La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo. La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa.

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico. Un peso atómico o masa atómica relativa de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C. La media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.

Las unidades de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo C12.

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Su unidad es el Dalton o unidad de masa atómica, que se abrevia u (antes uma).
La masa molecular se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia. A pesar de que se sigue diciendo popularmente peso molecular, el término correcto es masa molecular. La masa molar de una sustancia coincide numéricamente con la masa molecular, aunque son cosas distintas.

Por ejemplo: la masa molecular del H2O será:

1,00794 x 2 + 15,9994 = 18,015128 u

(masa atómica del H: 1,00797, masa atómica del O: 15,9994)

La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol).

Podríamos decir que la masa molar es lo mismo que la masa molecular pero en vez de estar en unidad de masa atómica (u) está en gramos/mol.

Seguimos con el ejemplo del H2O: La masa molar del agua es:

masa molar de H = 1 g x 2 átomos = 2
masa molar de 0 = 16 g 1 átomo = 16

Total = 18 g /mol.

El mol (símbolo: mol) es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas, etc... como las que hay en 12 g de C12.

La cantidad correspondiente a 1 mol es 6,022 x 10 elevado 23 (nº o constante de Avogadro).

El número o constante de Avogadro. 6,022 x 10 ^ 23

Amadeo Avogadro en 1881 se dio cuenta que:

Volumenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.

Estas descubrimientos, atrevidos para su época, dieron a entender el concepto de moléculas. El mismo Avogadro enunció que: Las partículas fundamentales del nitrógeno, oxígeno y otros gases no son átomos, sino agrupación de diversos átomos del elemento.

El nº de Avogadro fué descubierto más tarde y puede definirse como la cantidad elemental (átomos, moléculas, iones...) que existe en un mol de cualquier sustancia.

La cantidad del número de Avogadro fue descubierta en el S.XX y tiene un valor de 6,02204 x 10 elevado a 23, redondeado a 6,022 x 10 elevado a 23. Y corresponde el descubrimiento de la constante de Avogadro al número de átomos que hay exactamente 12 gramos de C12.



El nº de Avogadro permite establecer conversiones entre gramos y unidad de masa atómica.