Unidad 2: ATOMOS, MOLECULAS, IONES Y COMPUESTOS.

Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 2
Tema: Átomos, moléculas y iones
UdeC/FCQ/ME König
Unidad 2
1
Unidad 2: ATOMOS, MOLECULAS,
IONES Y COMPUESTOS.
2.1.- Historia: teorías atómicas, partículas
subatómicas.
2.2.- Estructura del átomo, sus componentes,
simbología, masas atómicas.
2.3.- Moléculas, compuestos moleculares,
fórmulas, composición.
2.4.- Iones, compuestos iónicos, fórmulas
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Unidad 2
2
2.1.- HISTORIA, estudiar los aspectos
relacionados con:
• Teorías o modelos atómicos: Demócrito, Dalton
• Estudios experimentales con radiaciones:
– Rayos catódicos
– Rayos X
– Radiación alfa
– Rayos beta
– Rayos gama
• Partículas subatómicas
• Modelos atómicos: Thomson, Rutherford
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Unidad 2
3
Modelo del átomo sugerido por Thomson:
Porción de materia
carga positiva
Electrones distribuidos uniformemente
para mantener neutro al átomo
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Unidad 2
4
Experimento de Rutherford
(1) Muestra radiactiva emite
un rayo de partículas α
(2) Rayo de partículas α
choca la lámina de oro
Bloque
de plomo
(5) Deflección severa,
se ve raramente
(4) Deflección pequeña,
se ve ocasionalmente
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Lámina de oro
muy delgada
(3) Chispas de luz cuando
partículas α chocan contra
la superficie recubierta de
sulfuro de cinc, muestran
que la mayoría de las
partículas alfa se
transmiten
sin deflección.
5
Modelos de Thomson y Rutherford
A. Hipótesis: Resultado
esperado en base a un
modelo de Thomson
Partículas
α incidentes
Partículas
α incidentes
Cero
deflección
Sección transversal de una lámina de
oro compuesta de átomos tipo “pastel
de pasas”.
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B. Explicación del resultado por
el modelo de Rutherford
Deflección
severa
Pequeña
deflección
Sección transversal de una lámina de
oro compuesta de átomos con un
núcleo diminuto, macizo y positivo.
6
2.2.- Estructura del átomo, sus componentes,
simbología.
Partículas subatómicas
Los átomos están formados por más de 30
clases de partículas, pero sólo tres de ellas son
de interés en Química:
protón
neutrón
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electrón
7
Masa y carga de partículas subatómicas
Partícula Masa (g)
Carga (C)
Electrón
(e-)
-1,6022 x10-19
9,1095x10-28
Protón
(p+)
1,67252 x10-24 +1,6022x10-19
Neutrón
(n°)
1,67495x10-24
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____
Carga
unitaria
-1
+1
0
8
• El ATOMO consiste en un NUCLEO y el
ALREDEDOR del núcleo.
• NUCLEO: protones, neutrones, … otras…
• EXTERIOR AL NUCLEO: electrones
protones
y neutrones
electrones
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9
El tamaño del núcleo es pequeñísimo comparado con el tamaño del átomo.
Orden de magnitud de las masas de:
protón = neutrón = 103 electrón
por lo tanto la masa del átomo está
prácticamente toda concentrada en el
núcleo.
Masa átomo = masa protones + masa neutrones
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Unidad 2
10
Identificación de los átomos:
• Se identifican por el número de protones y
de neutrones que contiene su núcleo.
• Cada clase de átomos tiene:
– NÚMERO ATÓMICO (Z): corresponde al
número de protones en el núcleo.
– NÚMERO de MASA (A): corresponde al
número total de protones y neutrones en el
núcleo.
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11
• Z y A son números enteros y positivos.
• El menor valor de Z es 1.
(Todos los átomos del elemento cuyo
Z = 1 tienen 1 protón en su núcleo)
• Hay tantos valores de Z como elementos
existen (alrededor de 109)
(Los elementos tienen NOMBRE y
SIMBOLO)
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12
• Para los átomos del elemento con Z y A se
cumple:
N° de protones = Z
N° de electrones = Z (porque el átomo es neutro)
N° de neutrones = A – Z
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Unidad 2
13
Simbología para identificación de una clase de
átomos:
A SIMBOLO
Z
• Ejemplo:
El símbolo del elemento Flúor es F, su número
atómico es 9 y su número de masa es 19.
Luego se sabe que: Z = 9 y A = 19.
Estos átomos de flúor se simbolizan
y tienen 9 protones (Z)
10 neutrones (A-Z)
UdeC/FCQ/ME König 9 electrones (Z)
Unidad 2
19
9F
14
Ejemplo:
130
Ba
56
El nombre del elemento es BARIO
Estos átomos de bario tienen:
56 protones en el núcleo
(Z)
74 neutrones en el núcleo
(A–Z)
56 electrones fuera del núcleo (Z) neutro
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15
En la mayoría de los casos, un elemento posee
algunas distintas clases de átomos. Estas clases
de átomos difieren sólo en la masa de sus
núcleos.
En otras palabras las distintas clases de átomos
de un elemento difieren sólo en el número de
neutrones en el núcleo.
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16
Ejemplo:
El elemento HIDROGENO, Z = 1, tiene las
siguientes tres clases de átomos:
1
1H
2
1H
I
1 protón + 0 neutrón
S
O
T
1 protón + 1 neutrón
O
P
3
1H
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1 protón + 2 neutrones
O
S
17
Los átomos que tienen igual número de
protones pero distinto número de neutrones
se denominan ISÓTOPOS.
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18
Otros ejemplos:
• Carbono:
12
6C
13
6C
14
6C
• Oxígeno:
16
8O
18
8O
Tarea:
¿Cuántos isótopos tiene el cloro? ¿Cuáles son?
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19
Problema
Determine el número de protones, neutrones y
electrones de los siguientes átomos
41
20 X
e
131
53Y
¿Qué elementos son X e Y?
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20
Masas atómicas
• La masa de un átomo es una de sus
propiedades fundamentales.
• ¿Cómo se determina la masa de una
partícula tan pequeña?
• Se determinan en un espectrómetro de
masas.
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21
• Las masas de los átomos se establecen en
forma relativa a la masa de una clase de
átomos que se elige como estandar, (patrón
de referencia).
• Las actuales masas atómicas están referidas
a la masa del isótopo 12C.
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22
¿Cómo funciona el espectrómetro de masa?
• Se trabaja una muestra de átomos cuya masa se desea
determinar.
• La muestra se bombardea con haz de electrones sacando
electrones de los átomos generando partículas con carga
positiva.
• Estas se aceleran pasando por campo eléctrico.
• Se desvían de su trayectoria por acción de campo magnético.
• La desviación depende del valor de la razón masa/carga de las
partículas.
• Se registra la posición en una placa previamente calibrada en
escala de masa.
• La calibración se hace con isótopo de 12C, a cuyos átomos se le
asigna una masa atómica = 12 uma
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Unidad 2
23
Se DEFINE la masa de 1 átomo de 12C igual
a 12 uma (unidades de masa atómica)
De esta definición se deduce que:
1
12
1 uma = × masaátomo C
12
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Unidad 2
24
En el espectrómetro de masa se compara la
masa de 12C con la masa de otros átomos.
Ejemplo:
por lo tanto
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masa
masa
28
Si
=
2,331411
12
C
masa
28
Si = 2,331411 × masa 12 C
masa
28
Si = 2,331411 × 12 uma
masa
28
Si = 27,97693 uma
25
• Así se han determinado las masas de cada
clase de átomos.
• Y a partir de estas masas, deben
determinarse las masas atómicas de los
elementos.
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26
¿Cómo se determina la masa atómica de un
elemento?
Para determinar la masa atómica de un
elemento se requiere conocer:
– La abundancia de cada uno de ellos.
– Todos sus isótopos
Ejemplo:
isótopo
107Ag
109Ag
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51,82 %
Masa (uma)
106,90509
108,90476
% abundancia
51,82 %
48,16 %
27
La masa atómica de la plata es:
Sea M = masa atómica de Ag,
M = masa 107Ag x abundancia de 107Ag +
masa 109Ag x abundancia 109Ag
Si se usa base de cálculo (BC) 1 átomo de plata:
M = 106,90509 uma x 0,5182 + 108,90476 uma x
0,4816
M = 108,87 uma
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28
Algunos valores de masa atómicas:
Elemento
S
Cr
Ge
I
Pt
Rb
N
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Masa atómica (uma)
32,066
51,996
72,59
126,90
195,08
85,468
14,008
29
Problema:
Dada la siguiente información, determine las
abundancias de los isótopos del boro:
Masa atómica de B = 10,81 uma
Masa atómica de 10B = 10,0129 uma
Masa atómica de 11B = 11,0093 uma
( Respuesta: 10B tiene 20% de abundancia)
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30
• El átomo es la unidad más pequeña que
contiene la identidad de un elemento.
• La materia está formada por:
– Átomos
– Moléculas
– Iones
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31
2.3.- y 2.4.- Compuestos moleculares,
compuestos iónicos, fórmulas y
composición.
• Los compuestos están formados por
elementos diferentes.
• Los compuestos pueden ser:
Moleculares
Iónicos
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Unidad 2
32
Compuestos moleculares:
• su unidad más pequeña son las moléculas y
éstas son agrupaciones de átomos.
Ejemplos: NO2 PH3 C6H6 CO2
• En estos compuestos las moléculas existen
como partículas individuales.
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33
Compuestos iónicos:
• Están formados por iones.
• Los iones son átomos que han perdido o han
ganado electrones:
átomo + electrones = ion de carga negativa
(anión)
átomo – electrones = ion de carga positiva
(catión)
• Los compuestos iónicos también son neutros por
lo que la proporción anión a catión debe asegurar
carga neta cero.
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34
Compuestos iónicos:
Ejemplos de compuestos iónicos:
NaCl
CaO
Al2O3
Na+Cl-
Ca2+O2-
(Al3+ )2(O2-)3
En los compuestos iónicos no existen unidades
independientes. En los ejemplos dados no
existen partículas NaCl, ni CaO, ni Al2O3.
Existe un ordenamiento de los iones en tres
dimensiones:
Na+Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-…
…Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ Cl- Na+ ….
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35
Los compuestos se representan por
FORMULAS:
• Las fórmulas se escriben: Ax By Cz
• A, B y C representan los símbolos de
los elementos que forman el compuesto
• los subíndices x, y, z son números enteros que
indican la proporción de átomos de cada
elemento que forma el compuesto.
• Los compuestos tienen proporción definida en
números enteros de átomos o de iones.
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36
Ejemplos:
C2H6O
átomos C : átomos de H : átomos O = 2 : 6 : 1
P2O5
átomos P : átomos O = 2 : 5
H2O2
Átomos H : átomos O = 2 : 2 = 1 : 1
¿Por qué no se escribe HO ?
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Unidad 2
37
Masa moleculares y masas fórmulas
A partir de las masas atómicas de los
elementos se pueden determinar:
– las masas moleculares (para las moléculas)
– las masas fórmulas (para compuestos iónicos)
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Unidad 2
38
Las masas moleculares y las masas fórmulas se
calculan como se indica:
Para compuesto AaBbCc
Mcompuesto = a MA + b MB + c MC
Ejemplo:
La fórmula molecular de la glucosa es C6 H12 O6
entonces su masa molecular es:
M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000
M glucosa = 180,162 (uma)
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Unidad 2
39
De las masas moleculares o masas fórmulas se deduce
que:
• Los compuestos tienen proporción definida de
masa de cada elemento, (no de enteros).
• Ejemplo. En la glucosa, la proporción en masa
de C, H y O es:
m de C : m de H : m de O = 72,066 : 12,096 : 96,000
• Sólo ésta proporción de masas es válida para la
glucosa.
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Unidad 2
40
… otros ejemplos:
C2H6O
m C : m H : m O = 2 x 12,011 g C : 6 x 1,008 g H : 16,000 g O
m C : m H : m O = 24,022 g C : 6,048 g H : 16,000 g O
Fe3O4
Masa Fe : masa O = 3 x 55,85 g : 4 x 16,000 g
Masa Fe : masa O = 167,55 g Fe : 64,000 g O = 2,617
La proporción en masa NO es de enteros.
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Unidad 2
41
Fórmulas de compuestos: Fórmulas (reales) y
Fórmulas empíricas.
• Compuestos moleculares:
– La fórmula que se escribe para un compuesto
molecular indica el número verdadero de átomos
que forman la molécula del compuesto. Todos los
compuestos tienen una FÓRMULA REAL o
verdadera.
– La fórmula de un compuesto molecular escrita con
la mínima proporción de átomos que tiene la
molécula se denomina FÓRMULA EMPÍRICA.
– Puede suceder que la FÓRMULA EMPÍRICA
coincida con la FÓRMULA REAL.
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Unidad 2
42
• Compuestos iónicos:
– La fórmula de compuestos iónicos indica
siempre la proporción mínima de iones que
forman el compuesto, por lo tanto la fórmula de
un compuesto iónico es siempre una
FÓRMULA EMPÍRICA.
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Unidad 2
43
Composición de compuestos.
• La composición es una propiedad importante.
• La composición de un compuesto es la información
cuantitativa del contenido de cada elemento que lo forma.
• Para expresar la composición de un compuesto es necesario
referir la cantidad de cada elemento a una cantidad definida
de compuesto. (Base de cálculo).
• La unidades de cantidad pueden ser de volumen, masa o
mol.
• Si la cantidad de compuesto elegida como referencia es 100
de estas unidades, la composición del compuesto quedaría
expresada como:
% en volumen
% en masa
% en moles
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Unidad 2
44
• Antes de trabajar con fórmulas y composición se
definirá la unidad de cantidad MOL.
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Unidad 2
45
¿Por qué definir otra unidad de cantidad?
• Para saber de cuánta materia se dispone:
- contar las partículas
- pesarlas
• Como estas partículas son tan pequeñas resulta
imposible contarlas, luego es más práctico pesar el
conjunto de partículas que forman la materia.
• Pero ¿cómo saber cuántas partículas se pesaron?
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Unidad 2
46
• Para dar respuesta a esta última pregunta se define
MOL
• MOL es una unidad de cantidad de materia
DEFINICION:
MOL es la cantidad de sustancia que contiene un
N° de partículas igual al N° de átomos que hay en
exactamente 12 g de 12C.
El número de átomos que hay en 12 g de 12C es
6,022x1023 se denomina NUMERO de
AVOGADRO, No.
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Unidad 2
47
• El número de Avogadro se ha determinado a partir
de mediciones experimentales.
• 1 MOL de una sustancia es la cantidad de
sustancia que contiene 6,022x1023 unidades de ella.
• MOL relaciona cantidad de sustancia con N° de
partículas de la sustancia.
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Unidad 2
48
Ejemplos:
1 mol de Cu contiene 6,022x1023 átomos de Cu.
1 mol de H contiene 6,022x1023 átomos de H.
1 mol de H2 contiene 6,022x1023 moléculas de H2.
1 mol de NH3 contiene 6,022x1023 moléculas de NH3.
1 mol de Na+ contiene 6,022x1023 iones Na+.
1 mol de sillas => 6,022x1023 sillas = No sillas
1 mol de electrones => 6,022x1023 electrones = No e-.
… etc.
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Unidad 2
49
Como las masas atómicas están referidas a la masa
atómica del 12C (12 uma), si se escoge como
unidad de masa “gramo”, de la definición de
MOL se desprende que:
1 mol (en g) de 12C tiene masa = 12 g
y en consecuencia:
1 mol de Cu tiene masa = 63,54 g
1 mol de H tiene masa = 1,008 g
1 mol de C tiene masa = 12,011 g
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Unidad 2
50
1 mol de átomos tiene masa = masa atómica (g)
1 mol moléculas tiene masa = masa molecular (g)
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Unidad 2
51
La definición de mol se puede esquematizar:
N° de
partículas
Mol
Masa (g)
1 mol de Cu
6,022x1023 átomos
63,54 g
1 mol de H2O
6,022x1023 moléculas
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Unidad 2
18,016 g
52
Problema.
La masa atómica del Fe es 55,85 uma.
a) ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe?
b) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Fe?
c) ¿Cuál es la masa de 1 átomo de Fe?
d) En 1 kg de Fe:
i. ¿cuántos moles hay?
ii. ¿cuántos átomos hay?
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Unidad 2
53
Compuestos: Mol, Masas y fórmulas.
• La masa de 1 mol de un compuesto molecular
o iónico es = Mcompuesto (g). Se denomina
Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente.
• La masa de 1 mol de una fórmula empírica
es = Mfórmula (g) y se denomina Masa Fórmula
Empírica, MFE.
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Unidad 2
54
Problema.
La fórmula de la glucosa es C6H12O6.
a) En 250 g de glucosa hay:
i. …. moles de glucosa.
ii. ….. moléculas de glucosa.
iii. …… moles de H.
iv. …… átomos de C.
b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener
como máximo:
i. …… moles de O2.
ii. …… moles de H2O.
iii. ….. moles de CO2.
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Unidad 2
55
M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000
M glucosa = 180,162 g/mol
a) i.
1 mol glucosa
=
x mol glucosa
180,162 g
250 g
x = 1,39 moles de glucosa
moles =
masa(g)
M(g/mol)
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Unidad 2
56
ii.
1 mol glucosa
6,022 × 10
23
x = 8,37 × 10
=
1,39 mol glucosa
moléculas
23
x moléculas
moléculas
Nº moléculas = moles x No
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Unidad 2
57
iii. A partir de la fórmula de la glucosa,
C6H12O6 se deduce que:
1 mol de glucosa tiene 12 moles de H
Por lo tanto:
Moles de H = 12 x moles de glucosa
“
= 12 x 1,39
de i.
“
= 16,68
Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de
átomos de H
Resuelva Ud. el resto del problema.
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Unidad 2
58
Problema.
La masa atómica del Fe es 55,85 uma.
a) ¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Fe?
b) ¿Cuál es la masa de 1 mol de Fe?
c) ¿Cuál es la masa de 1 átomo de Fe?
d) En 1 kg de Fe:
i. ¿cuántos moles hay?
ii. ¿cuántos átomos hay?
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Unidad 2
59
Masas y fórmulas.
• La masa de 1 mol de un compuesto molecular
o iónico es = Mcompuesto (g). Se denomina
Masa molar o Masa Fórmula, respectivamente.
• La masa de 1 mol de una fórmula empírica
es = Mfórmula (g) y se denomina Masa Fórmula
Empírica, MFE.
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60
Problema.
La fórmula de la glucosa es C6H12O6.
a) En 250 g de glucosa hay:
i. …. moles de glucosa.
ii. ….. moléculas de glucosa.
iii. …… moles de H.
iv. …… átomos de C.
b) A partir de 250 g de glucosa se podría obtener
como máximo:
i. …… moles de O2.
ii. …… moles de H2O.
iii. ….. gramos de CO2.
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Unidad 2
61
M glucosa = 6x12,011 + 12x1,008 + 6x16,000
M glucosa = 180,162 g/mol
a) i. ¿moles de glucosa?
1 mol glucosa
=
x mol glucosa
180,162 g
250 g
x = 1,39 moles de glucosa
moles =
masa(g)
M(g/mol)
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Unidad 2
62
ii. ¿moléculas de glucosa?
1 mol glucosa
6,022 × 10
23
x = 8,37 × 10
=
moléculas
23
de i.
1,39 mol glucosa
x moléculas
moléculas
Nº moléculas = moles x No
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Unidad 2
63
iii. ¿moles de H?
A partir de la fórmula de la glucosa,
C6H12O6 se deduce que:
1 mol de glucosa tiene 12 moles de H
Por lo tanto:
Moles de H = 12 x moles de glucosa
“
= 12 x 1,39
de i.
“
= 16,68
Respuesta: en 250 g de glucosa hay 16,68 moles de
átomos de H
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Unidad 2
64
iv. ¿átomos de C?
1 molécula glu cos a
6 átomos de C
=
de ii.
8,37 × 10 23 moléculas glu cos a
x átomos de C
x = 5,022 x 1024 átomos de C
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Unidad 2
65
b) A partir de 250 g de glucosa se podría
obtener como máximo:
i. ¿moles de O2?
1 mol C6H12O6
3 moles O2
luego:
moles de O2 = 3 x moles glucosa
moles de O2 = 3 x 1,39 moles
moles de O2 = 4,17
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Unidad 2
a) i.
66
ii. ¿moles de H2O? (máximo)
1 mol C6H12O6
6 moles H2O
por lo tanto:
moles H2O = 6 x moles glucosa
moles H2O = 6 x 1,39
moles H2O = 8,34
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Unidad 2
67
iii. ¿gramos de CO2? (máximo)
1 mol C6H12O6
3 moles CO2
Por lo tanto:
moles de CO2 = 3 x moles glucosa
moles de CO2 = 3 x 1,39
moles de CO2 = 4,17
masa CO2 = moles CO2 x MCO2
masa CO2 = 4,17 moles x 44,011 g/mol
masa CO2 = 183,5 g
184 g de CO2
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Composición de compuestos.
• La composición de un compuesto se determina
experimentalmente.
• El análisis consiste en determinar en forma
cuantitativa el contenido de cada elemento que
forma el compuesto.
• Existen diferentes procedimientos experimentales
de análisis químico.
• El resultado de un análisis químico se informa,
generalmente, expresado en masa o en moles.
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Unidad 2
69
Composición en masa.
Expresa el contenido en masa de cada elemento en el
compuesto referido a una cantidad determinada de
masa de compuesto.
Si se refiere a 100 unidades de masa de compuesto se
habla de composición porcentual de masa.
Con frecuencia se elige como unidad de masa “gramo”.
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Unidad 2
70
Composición en moles.
Expresa el contenido en moles de átomos de cada
elemento en el compuesto referido al total de moles
de átomos que forman el compuesto.
Si el contenido de moles de átomos de cada elemento
se refieren a un total de 100 átomos en el compuesto,
la composición se denomina % en moles.
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Unidad 2
71
• A partir de la composición del compuesto se
puede determinar su fórmula empírica. Si además
se conoce la masa molar del compuesto, se puede
determinar su fórmula molecular.
Composición
FE
Composición y Masa molar
(FE)
FM
• Por el contrario, si se conoce la fórmula del
compuesto se puede determinar su composición.
FM
Composición
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Unidad 2
72
Ejemplos de cálculo:
COMPOSICIÓN
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Unidad 2
FÓRMULAS
73
Fórmula
Composición
1.- Exprese la composición de la glucosa, C6H12O6 , en % en
masa.
Solución.
Si se trabaja en gramos, lo que se pide determinar es cuántos
gramos de cada elemento (C, H y O) hay en 100 g de glucosa.
De la fórmula de la glucosa se sabe que:
1 mol de C6H12O6 contiene: 6 x 12,011 = 72,066 g de C
12 x 1,008 = 12,096 g de H
6 x 16,000 = 96,00 g de O
180,162 g glucosa
Luego: % masa de C = (72,066 g /180,162 g) x 100 = 40,00%
% masa de H = (12,096 g /180,162 g) x 100 = 6,71%
% masa de O = (96,00 g / 180,162 g) x 100 = 53,29%
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Unidad 2
74
2.- Exprese la composición de la glucosa en % en moles.
Solución.
De la fórmula de la glucosa se obtiene:
1 mol de C6H12O6 contiene 6 moles de C
12 moles de H
6 moles de O
total de moles de átomos = 24 moles
En consecuencia:
% moles de C = (6 moles / 24 moles) x 100 = 25%
% moles de H = (12 moles / 24 moles) x 100 = 50%
% moles de O = (6 moles /24 moles) x 100 = 25%
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Unidad 2
75
Composición
Fórmulas
Problema 1.
Durante la actividad física se forma ácido láctico en
el tejido muscular y este ácido es el responsable del
dolor muscular que se siente. La masa molar del
ácido láctico es 90,08 g/mol. El análisis elemental
del ácido láctico da el siguiente resultado: 40,0%
masa de C; 6,71% masa de H y 53,3% masa de O.
Determine la fórmula empírica (FE) y la fórmula
molecular (FM) del ácido láctico.
(Resuelto y comentado en clase)
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Unidad 2
76
Problema 2.
Uno de los carcinógenos más diseminados en
el ambiente es el benzo[alfa]pireno, cuya masa molar
es 252,309 g/mol. Se lo encuentra en humo de
cigarrillo, en polvo de carbón y también en carne
asada a la parrilla.
Al analizar 20,00 g de este compuesto, formado sólo
por C e H, se encontró que contenía 0,958 0 g de H.
Determine la fórmula molecular del compuesto.
(Comentado en clase)
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Unidad 2
77
Problema
(este es el problema 1 de Problemas 3, no se resolvió en clase, trabájelo Ud.)
1. La vitamina C (M = 176,12 g/mol) es un compuesto formado por C, H y O que se
encuentra en muchas fuentes naturales como vegetales y frutas cítricas. 1,000g de
vitamina C se sometió a combustión, en un equipo de análisis por combustión (se
esquematiza en la figura), obteniéndose los siguientes resultados:
1) masa del absorbedor de CO2 antes de la combustión = 83,85g
2) masa del absorbedor de CO 2 después de la combustión = 85,35g
3) masa del absorbedor de H2O antes de la combustión = 37,55g
4) masa del absorbedor de H2O después de la combustión = 37,96g
¿Cuál es la fórmula molecular de la vitamina C?
Horno
Absorbedor de
CO2
Absorbedor de
H2O
Otras sustancias
no absorbidas
corriente
?
?
?
de O2
Muestra de compuesto
que contiene C, H y otros
elementos
Esquema de equipo de análisis por combustión
de compuestos.
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Unidad 2
78
Comentarios finales sobre Fórmulas
moleculares y Fórmulas empíricas.
•
La tabla que sigue muestra los
compuestos con fórmula empírica CH2O.
• Todos estos compuestos tiene la misma
composición en masa:
40,0 % C
6,71 % H
53,3 % O
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Unidad 2
79
FM
M
(g/mol)
CH2O
30,03
C2H4O2 60,05
C3H6O3 90,08
Nombre
Algunas propiedades
Formaldehido Desinfectante; preservante
biológico
Ácido acético Forma polímeros de aceta-to;
vinagre (en solución al 5%)
Ácido láctico
C4H8O4 120,10 Eritrosa
C5H10O5 150,13 Ribosa
C6H12O6 180,16 Glucosa
Acidifica la leche; se for-ma
en músculos durante
ejercicio.
Se forma en el metabolismo
de azúcar
Componente de varios ácidos
nucleicos y de vitamina B2
Mayor nutriente energético
en células
80
Compuestos con la misma fórmula molecular.
• Hay compuestos que teniendo la misma fórmula molecular
tienen propiedades absolutamente diferentes, es decir, son
compuestos diferentes.
• Los compuestos que tienen la misma fórmula molecular se
denominan ISOMEROS ESTRUCTURALES.
Con FM
N° de compuestos
C2H6O
2: Etanol y dimetiléter.
C3H8O
3
C4H10
10
C16H19O4N3S Muchísimos, uno de ellos es la ampicilina
• Mientras mayor es el número de átomos en el compuesto,
mayor es el número de isómeros estructurales.
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Unidad 2
81
Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O; M = 46,0 g/mol.
Propiedad
Color
Etanol
Incoloro
Dimetileter
Incoloro
Punto normal de
fusión
Punto normal de
ebullición
Densidad a 20ºC
-117 ºC
-138,5 ºC
78,5 ºC
-25 ºC
0,789 g/mL
0,00195 g/mL
Tóxico en bebidas
alcohólicas
En refrigeración
Uso
Fórmula
estructural
H H
|
|
H—C—C—O—H
|
|
H H
H
H
|
|
H—C—O—C—H
|
|
H
H
82