1. CÁLCULOS CON GASES
Tal y como vimos en clase, si nos dan los datos en masa, se procede como habíamos
estudiado en el caso de reacciones químicas donde las sustancias están en estado sólido o
líquido (esquema que os di a cada uno):
aA (g)+ bB (g)  cC (g) + dD (g)
1º Si el dato que me dan son los gramos de sustancia A, divido entre la masa molar de la
sustancia A, hallando los moles de sustancia A que tengo.
2º Utilizo los coeficientes estequiométricos (a, b, c y d) para calcular los moles que
reaccionan de B y los que se forman de C y D.
3º Calculo las masas molares de B,C y D para multiplicar cada una de ellas por los moles de
B, C y D que tengo, hallando así los gramos de cada una de estas sustancias.
Si nos dan los datos de la reacción en volumen, utilizamos la ley de los gases ideales
pV = nRT, teniendo la precaución de que cada magnitud esté en las siguientes unidades:
p en atm
V en L
T en K
y sabiendo que R = 0,082 atm·L/(mol·K)
y seguimos los siguientes pasos:
aA (g)+ bB (g)  cC (g) + dD (g)
1º Si el dato que me dan son los litros de sustancia A, con la ley de los gases ideales
obtengo los moles de sustancia A (n = pV/(RT))
2º Utilizo los coeficientes estequiométricos (a, b, c y d) para calcular los moles que
reaccionan de B y los que se forman de C y D.
3º Calculo los volúmenes del reactivo B y de los productos formados (C Y D), utilizando
nuevamente la ley de los gases ideales (V =(R·n·T)/p)
A TENER EN CUENTA: TRABAJAR “EN CONDICIONES NORMALES” CON GASES SIGNIFICA
TRABAJAR A p = 1 atm y T = 0ºC = 273 K. UN MOL DE CUALQUIER GAS EN “CONDICIONES
NORMALES” OCUPA UN VOLUMEN DE 22,4 L QUE SE CONOCE COMO VOLUMEN MOLAR.
2. FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
a. FÓRMULA EMPÍRICA  Expresa la proporción en la que están los átomos en
una sustancia y no siempre coincide con la composición real del compuesto
b. FÓRMULA MOLECULAR  Indica el número total de átomos de cada elemento
que componen la molécula.
Conociendo la proporción en gramos en que se combinan los átomos es posible
calcular la fórmula empírica. La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica.
Si partimos de la proporción en la que se combinan los átomos en la molécula,
podemos utilizar el siguiente esquema de cálculo para hallar la fórmula empírica y la
molecular:
1º Conocido el % en masa o los gramos de cada elemento utilizamos la masa atómica
para hallar los moles de cada elemento (nº moles = masa (g)/Mmolar(g/mol))
2º El cálculo de la fórmula empírica, que es la proporción en la que se hallan los
átomos en la molécula, se realiza dividiendo el nº moles de cada elemento entre el
menor
3º Hallada la fórmula empírica, calculamos su masa molar y, sabiendo la masa molar
de la fórmula molecular, hallamos la fórmula molecular.
EJEMPLO
El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H
y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?
1º Conocido el % masa, hallamos los moles de cada elemento:
H: 14,3 %
MH: 1 g/mol  nº moles H = 14,3/1 = 14,3 moles H
C: 85,7 %
MC: 12 g/mol  nº moles C = 85,7 /12 = 7,14 moles C
2º Calculamos la fórmula empírica dividiendo entre el número de moles del átomo que
está en menor cantidad (en este caso el C):
H: 14,3/7,14 =2
C: 7,14/7,14 = 1
Por tanto, la fórmula empírica me dice que tengo 2 átomos de H y 1 de C: CH2
3º Como ya conozco la fórmula empírica (CH2), puedo hallar la masa molar:
Mmolar CH2 = 12 g + 2·1g = 14 g
Si me dan como dato que la masa molar del propileno es de 42 g, si divido la masa
molar del propileno (fórmula molecular) entre la masa molar de la fórmula empírica,
conoceré la fórmula empírica del compuesto:
Mmolar propileno/Mmolar CH2 = 42g/14g =3
Por tanto, la fórmula molecular es (CH2)3 = C3H6
3. COMPOSICIÓN CENTESIMAL
Para hallar la composición centesimal de un compuesto tomamos como referencia la masa
de un mol del mismo, y calculamos qué porcentaje del total representa la masa de cada
elemento. Por ejemplo, la composición centesimal del ácido sulfúrico (H2SO4) se calcula así:
MH2SO4 = 2· 1 g + 32 g + 4·16g = 98 g
% H = 2/98x100 = 2,04 %
% S = 32/98x100 = 32,65 %
% O = 64/98x100 = 65,31 %
4. DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO
Los hidratos son compuestos iónicos combinados con una cantidad determinada de
moléculas de agua. Cuando se calientan, el agua se evapora y se convierten en sales
anhidras. Para determinar su fórmula se procede de la siguiente forma:
1º Se pesa una cantidad determinada del compuesto
2º Se evapora el agua
3º Se vuelve a pesar el residuo seco, que debe contener sólo la sal puesto que, al calentar,
hemos eliminado todas las moléculas de agua que contenía.
EJEMPLO: Se calientan 15 g de un hidrato de cobalto cuya fórmula es CoCl 2.xH2O, donde
el número de moléculas de agua (x) es desconocido. Se obtiene un residuo seco de color
azul que pesa 8,2 g. Halla la fórmula del hidrato.
En primer lugar, yo sé que la masa de CoCl2.xH2O es de 15 g, y que la masa de CoCl2 es de
8,2 g (ha perdido toda el agua). Por tanto, puedo establecer una relación de
proporcionalidad conocidas las masas molares del hidrato y de la sal anhidra:
MCoCl2 = 58,9 g + 2·35,5 g = 129,9 g
MCoCl2.xH2O = 58,9 g + 2·35,5 g +x(2·1 g + 16 g) = 129,9 + 18x
En un mol de CoCl2.xH2O tengo 129,9 g de CoCl2 (1 mol de CoCl2.xH2O tiene una masa de
129,9 + 18x )
En 15 g de CoCl2.xH2O tengo 8,2 g de CoCl2
de donde se obtiene un valor de x = 6. Así, la fórmula del hidrato será CoCl2.6H2O.
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