MASA MOLECULAR Y AVOGADRO.pptx
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- 2. Subíndices moleculares PEROANTES RECORDEMOS QUÉ ES UNA MOLÉCULA… Una molécula es la unión de átomos en proporciones definidas, usando subíndices. Por ejemplo, el óxido de sodio, NaO está formado por dos átomos de sodio (Na) y un átomo de oxígeno (O). AHORA SÍ SUBÍNDICES MOLECULARES: En química, la mayoría de las veces usamos compuestos expresados como moléculas, las cuales emplean subíndices. Para conocer la cantidad de átomos en un componente dentro de una molécula es necesario tener en cuenta el subíndice del elemento y los subíndices de los paréntesis.
- 3. Para entender hagamosun ejemplo Calculemos el número de átomos de cada una de las especies que componen una molécula de ácido acético, CH3COOH. Paso 1: Hagamos una lista de los elementos químicos que contienen la molécula. o Carbono o Hidrógeno o Oxígeno
- 4. Paso 2:Tomando en cuenta los subíndices, anotemos cuántas veces se repite cada elemento dentro de la molécula.
- 5. Paso 3:Describamos la proporcionalidad de elementos que existe en la molécula. • carbono: 2 átomos de C • hidrógeno: 4 átomos de H • oxígeno: 2 átomos de O
- 6. Existen compuestoscuya composición está descrita por subíndices que abarcan a más de un tipo de elemento. La diferencia para realizar el cálculo no es tan grande, solo se precisa añadir un par de pasos. Como ejemplo, calcularemos la composición en átomos de la molécula de carbonato de aluminio (III). El subíndice del (CO3)3, al ser 3, le afecta el triple al carbono y al oxígeno. De manera que tenemos tres átomos de carbono, nueve (3 x 3) átomos de oxígeno y dos átomos de aluminio.
- 7. Cálculo de masao peso molecular Primero determinamos la cantidad de átomos de cada especie que compone la molécula: También podemos interpretarla de la siguiente manera:
- 8. Peso o masamolecular (concepto) La suma de los pesos de los elementos que hay en un compuesto da como resultado el peso de la molécula y esto es equivalente a un mol del mismo compuesto. Calculemos la masa molecular del carbonato férrico, Fe2 (CO3)3. • Paso 1: Escribimos la composición atómica del compuesto.
- 9. Paso 2:Multiplicamos el número de moles de átomos por el valor correspondiente del peso atómico de la tabla periódica: Paso 3: Sumemos las masas que componen la molécula:
- 10. Deber Determinar lamasa o peso molecular de los siguientes compuestos: o Sulfito ácido cuproso o Hipoclorito metarseniáto cromoso o Permanganato de potasio o Bromuro dibásico de aluminio o Fosfato arsenito de molibdeno o Dicromato de amonio o Cloruro de sodio o Bromuro de cinc o Hidróxido férrico o Perastatato plúmbico o Piroantimonito de rubidio y aluminio
- 11. Vamos más allá Si ya podemos determinar masa molecular, podremos hacer conversiones de gramos de sustancia a número de moléculas o moles de ellas. Recordemos la igualdad. 1 mol de moléculas = 6,02 X 1023 moléculas = peso o masa molecular Ejercicio: Los huesos de las personas están formados principalmente por carbonato de calcio (CaCO3). Si queremos conocer la cantidad de calcio en 45 gramos de un hueso, debemos determinar la cantidad de calcio en moles. Primer paso: Determinar la masa del carbonato de calcio: Ca = 1 X 40,00g = 40,00g C = 1 X 12,01g = 12,01g O = 3 X 16,00g = 48,00g 100,01g CaCO3
- 12. Segundo paso:Tomemos el dato del problema y relacionémoslo con el número de moles de la igualdad de moles de moléculas. De allí, transformemos el dato a moles de Ca.
- 13. Deber El metano(CH4) con el oxígeno (O2) producen agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2), escriba la reacción y no se olvide de igualarla. Determinar: a. Con 7,20 x 1021 moléculas de CH4, ¿cuántos gramos de H2O vamos a producir? b. Con 6,5 moles de O2, ¿cuántas moles de CO2 vamos a producir? c. Con 60 gramos de O2, ¿cuántos gramos de H2O vamos a formar?
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- 15. rENDIMIENTO Es lacantidad de producto obtenido en una reacción química. En la práctica suele ser frecuente que la cantidad obtenida sea menor de la esperada. Cuando esto ocurre decimos que la reacción tiene un rendimiento inferior al 100%. Teóricamente cuando efectuamos una reacción química calculamos las cantidades de productos que esperamos obtener a partir de las cantidades de reactivos utilizadas y de la estequiometría de la reacción.
- 16. Causas de unrendimiento práctico inferior al 100% La pérdida de material durante su manipulación El desarrollo de la reacción en condiciones inadecuadas La existencia de reacciones paralelas que dan lugar a productos deseados Por tanto en la práctica la cantidad de producto obtenido no alcanza el valor que se deduce del cálculo estequiométrico, siempre hay una diferencia entre esos valores.
- 17. Rendimiento real yrendimiento teórico Rendimiento real: Es la cantidad de producto final obtenido, luego de haberse producido la reacción química. Rendimiento teórico: Es la cantidad de producto que se obtienen teóricamente según la estequiometría de la ecuación.
- 18. Fórmulas para elcálculo de rendimiento
- 19. ejercicio Se hacenreaccionar diez gramos de óxido de aluminio (Al2O3) con un exceso de ácido clorhídrico (HCl) para obtener veinticinco gramos de cloruro de aluminio. a. Calculemos el rendimiento de la reacción. b. Si el rendimiento teórico fuera del 60%, ¿cuánto se esperaría que fuera el rendimiento real? Como siempre el PASO 1 es escribir e igualar la ecuación química:
- 20. PASO 2: Pasamosla cantidad de reactivo que se tenga a unidades de producto deseado. PASO 3: El valor del enunciado del producto va a ser equivalente al rendimiento real, en este caso es 25 gramos de cloruro de aluminio. El valor obtenido de 25,76 gramos de cloruro de aluminio es el rendimiento teórico porque se lo obtuvo mediante cálculos. Lo reemplazamos en la fórmula. PASO 4: Para la resolución del literal b. del ejercicio, debemos usar la fórmula de rendimiento real: