UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA UNI-NORTE Sede Regional en Estelí QUIMICA GENERAL BASICA Amadeo Avogadro 1.1 Mol y Número de Avogrado La unidad fundamental en todo proceso químico es el átomo (si se trata de un elemento) o la molécula (si se trata de un compuesto). Dado que el tamaño de estas partículas (extremadamente pequeño) y su número en cualquier muestra (extremadamente grande) hacen imposible contar las partículas individualmente, se precisa de un método para determinarlo de manera rápida y sencilla. Este método es el pesado. Como en las experiencias de laboratorio se utilizan generalmente cantidades del orden del gramo, los químicos del siglo XIX decidieron utilizar unos patrones de masa que contuviesen el mismo número de átomos o moléculas (o cualquer otra partícula) y definieron los términos átomo-gramo, molécula-gramo, etc. Actualmente estos términos no se usan y han sido sustituidos por el mol. Un mol de partículas son 6,023 × 1023 (número de Avogadro) de estas partículas. Cuando se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido sustituidos actualmente por el término mol. Por ello, en el caso de sustancias elementales conviene indicar, cuando sea necesario, si se trata de átomos o de moléculas. Por ej., no se debe decir: "un mol de nitrógeno" pues puede inducir a confusión, sino "un mol de átomos de nitrógeno" (=14 gramos de nitrógeno) o "un mol de moléculas de nitrógeno" (= 28 gramos de nitrógeno). En los compuestos iónicos también puede utilizarse el término mol, aun cuando no estén formados por moléculas discretas. En este caso el mol equivale al término fórmula-gramo. Por ej., 1 mol de NaCl (58,5 g) contiene NA iones Na+ y NA iones Cl- (NA es el número de Avogadro). En consecuencia, en términos prácticos un mol es la cantidad de cualquier sustancia cuya masa expresada en gramos es numéricamente igual a la masa atómica o masa molecular de dicha sustancia. Química General 1 Equivalencias 1 mol es igual a 6,023 × 1023 1 mol es igual a la masa atomica 1 mol es igual a la masa molar (suma de todas las masas) 1 mol es igual a 22,4 litros de un compuesto gaseoso en condiciones normales de temperatura y presion. El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol. 1.2 Peso atómico, peso molecular El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos. Un Átomo de Hidrógeno Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas. Química General 2 Peso Molecular Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes. Por ejemplo, cada molécula de agua (H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno. Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes 2 moles H + 1 mol O = 1 mol de agua 2 * 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 1023 moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos, también se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 1023 moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto. Cuántas moléculas de oxígeno y cuántos átomos de oxígeno están contenidos en 0.40 moles de oxígeno gaseoso (O2), a 25ºC. 1 mol O2 6.022 * 1023 moléculas Moléculas de O2 = 0.4 moles de N2 * 6.022 *1023 moléculas de O2 = 2.41 * 1023 moléculas 1 mol de O2 1 molécula de O2 2 átomos de O Átomos de O = # de molécula * 2 átomos de O = 2.41 * 1023 * 2 = 4.82 * 1023 átomos 1 molécula 1 Número de mol: Química General moles = gramos de sustancia Peso molecular o peso atómico 3 Ejemplo Calcule cuántos átomos de cobre hay en 12.5 gramos del mismo. molesCu = 12.5 g = 0.2 moles Cu 63 g/mol 1 mol 0.2 mol 6.022 * 1023 átomos Cu X X = 1.20 * 1023 átomos Cu Composión Porcentual La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo. La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. Composición porcentual de un elemento = Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H 2 O 2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H 2 O 2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H 2 O 2 se calcula de la siguiente forma: %H 1.008g * 2 *100 = 5.92% 34.02g %O 16g * 2 *100 = 94.06 % 34.02g La suma de los porcentajes es 99.98%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos. Ejercicio El ácido fosfórico (H 3 PO 4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. *Porcentaje de Pureza Porcentaje de Pureza Másica: En la naturaleza, las sustancias (elementos y compuestos) la mayor parte de las veces se encuentran combinadas con otras, no se encuentran puras. Para determinar el Química General 4 grado de pureza de una sustancia se divide la masa en gramos de la sustancia de interés entre la masa de muestra por 100: %Sustancia = masa en gramos de la sustancia masa en gramos de muestra x 100 Ejemplo: Al analizar una muestra 1.053 g de carbonato y bicarbonato de sodio, se encontró 0.563 g de carbonato de sodio. Calcule el %Pureza del carbonato de sodio y el %Pureza del bicarbonato de sodio. %Na 2 CO 3 = 0.563 g x 100 = 53.47% 1.053 g %NaHCO3 = 0.49 g x 100 = 46.53% 1.053 g *FORMULA EMPIRICA, FORMULA MOLECULAR Y FORMULA DE UN HIDRATO Una fórmula indica la composición elemental, los números relativos de cada uno de los átomos presentes, las cantidades reales de cada especie de átomos presentes en una molécula de sustancia o la estructura del compuesto. Representación convencional de los elementos que forman un compuesto o molécula. En la fórmula química se indican mediante sus símbolos los elementos presentes en cada molécula y como subíndice junto a cada uno el número de átomos de ese elemento presentes en una unidad elemental del compuesto o como proporción general en el mismo. Fórmula Empírica: Es la que proporciona las cantidades mínimas relativas de átomos presentes en un compuesto, también debe indicar el número relativo de moles de cada elemento. La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre fórmula empírica. Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar un mol de agua sin generar otro producto, diríamos que la fórmula molecular del agua es H2O. Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de CO2 y H2O podemos decir que parte de la fórmula empírica del benceno es CH. Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del CO2 y del H2O proviene del aire por lo que la fórmula empírica del benceno es CH. Ejemplo: En una muestra de gas color pardo, contaminante principal del aire, se ha determinado un contenido de 2.34 g de N y 5.34 g de O. Cuál es la Fórmula Empírica del compuesto? a) Se calcula el número de moles de cada elemento: Química General 5 #molesN = 2.34 g = 0.167 moles #molesO = 5.34 g = 0.334 moles 14 g/mol 16 g/mol Se divide los moles entre el menor valor obtenido: #molesN = 0.167 moles = 1 0.167moles #molesO = 0.334 moles = 2 0.167moles Fórmula Empírica: NO2 Ejemplo : La fórmula empírica se puede determinar a partir del análisis experimental. Si 6.00 g de hierro en polvo se calcinan en un crisol y se obtienen 8.57 g de óxido de hierro. ¿Cuál es su fórmula empírica? mFe = 6.00 g m0 = 8.57 g – 6.00 g = 2.57 g Se calcula el número de moles de cada elemento: nFe = 6.00/55.85 = 0.107 mol (menor valor) n0 = 2.57/16.00 = 0.160 mol 0.107 mol / 0.107 mol = 1.00 --> 2 0.160 mol / 0.107 mol = 1. 50 --> 3 Luego la fórmula empírica del óxido es Fe 2 O 3 *Fórmula Molecular La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de átomos que forman una molécula de una sustancia dada. La fórmula empírica no necesariamente coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Expresa cuántos átomos de cada elemento están presentes en una molécula de una sustancia. Para calcular la Fórmula Molecular de un compuesto se necesita conocer el Peso Molecular de ese compuesto y el Peso Molecular de la Fórmula Empírica. *Ejemplo: La Glucosa tiene una composición porcentual de 40% C, 6.12% H y 53.3% O. En un experimento se demostró que su peso molecular es de 180 g/mol. Determine la Fórmula Molecular de la Glucosa. a. Se determina la Fórmula Empírica: se calcula el número de moles de cada elemento y se dividen los moles entre el menor valor obtenido: Moles C = Química General 40 g = 3.33 moles = 1 6 12 g/mol b. Moles H = 6.12 g 1 g/mol Moles O = 53.3 g 16 g/mol 3.33moles = 6.12 moles 3.33moles = 3.33 moles 3.33moles = 2 =1 Fórmula Empírica: CH 2 O Se determina el Peso Molecular de la Fórmula Empírica: Peso Molecular FE = 1 (12 g/mol C) + 2 (1 g/mol H) + 1 (16 g/mol O) = 30 g/mol c. Determinar el factor x para encontrar la cantidad de veces que la Formula Empírica repetida en la Fórmula Molecular: x = d. Peso Molecular del Compuesto Peso Molecular de la Fórmula Empírica esta x = 180 g/mol = 6 30 g/mol Multiplicar el factor x por la Fórmula Empírica: Fórmula Molecular = (CH2O) * 6 = C6H12O6 *Formula de un Hidrato : Un hidrato es un compuesto sólido, generalmente iónico que contiene moléculas de agua dentro de la red cristalina. Ejemplo: CuSO4. 5H2O. Muchas sales se encuentran en la naturaleza formando hidratos, lo que significa que un cierto número de moléculas de agua están enlazadas a los iones en la estructura cristalina de la sal. El número de moles de agua por mol del hidrato es usualmente una constante de acuerdo con la ley de la composición definida. Por ejemplo, el cloruro férrico comercial se puede obtener como FeCl3.6H2O y el sulfato de sodio como Na2SO4.10H2O. Cuando los hidratos se calientan, se eliminan las aguas de cristalización y se obtiene la sal anhidra (sin agua): CoSO4.7H2O ---> CoSO4 + 7H2O *Ejemplo Determine la Fórmula Molecular del Cloruro de Cobre hidratado, si después de calentar 3.2 g de éste compuesto se obtuvo 2.084 g del compuesto anhidro (sin agua). CuCl2 . X H 2 O CuCl2 + X H 2 O Química General 7 a. Se Calculan los gramos de agua que se evaporan: gH 2 O = gramos compuesto hidratado - gramos del compuesto anhidro gH 2 O = 3.2 g - 2.084 g = 1.116 g b. Se Calcula los moles de la sal anhidra y del agua moles (sal anhidra) = 2.084 g = 0.015 moles 134.5g/mol c. moles(agua) = 1.116 g = 0.062 moles 18 g/mol Se determina la Relación Molar: moles (sal anhidra) = Fórmula del Hidrato: 0.015 0.015 = 1 moles(agua) = 0.062 = 4 0.015 CuCl2 . 4H 2 O Problemas a resolver trata de resolver los siguientes ejercicios Química General 8 • La manosa es un azúcar que solamente contiene C, H y O y su masa molar es de 180 g/mol. Una muestra de 2.36 g de manosa dió, al analizarla, 0.994 de C y 0.158 g de H. Determinar la fórmula molecular de la manosa. R/. C6H12O6 • Una muestra de hipoclorito de bario que pesa 0.850 g se calienta en presencia de aire y se forman 0.737 g de BaCl2. Este último se disuelve y se combina con AgNO3 para formar 1.014 g de AgCl. Determinar la fórmula empírica del hipoclorito de bario. R/. Ba(ClO)2 • Un hidrato tiene la siguiente composición en peso: 16.08% de Na, 4.20% de C, 6.99% de H y 72.73% de O. Determinar su fórmula. R/. Na2CO3 * 10H2O • Cierto hidrato tiene la siguiente composición en peso: 12.10% Na, 14.19% Al, 22.14% Si, 42.09% O y 9.48% H2O. ¿Cuál es su fórmula? R/. Na2Al2Si3O10 * 2H2O Bibliografía: 1) Asimov, Isaac. Morir en el laboratorio. En: El Electrón es Zurdo y Otros Ensayos Científicos. Alianza Editorial. Madrid, 1972. pp. 237. 2) Wolke, Robert L. ¡Fuego!. En: Lo que Einstein no sabía. Robin Book, Bogotá, 2002. pp. 27. * 3) Documento Facultad de Ingeniería Química. 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