El documento define el mol como una unidad de cantidad de sustancia en el Sistema Internacional. Explica que un mol contiene 6.022 x 1023 unidades de lo que sea (número de Avogadro) y que la masa molar de un compuesto se determina sumando las masas atómicas de sus elementos constituyentes. También cubre conceptos como la ley de proporciones definidas, fórmula empírica, fórmula molecular y cálculos estequiométricos.

1. Mol Química II

2. El mol Es una de las 7 cantidades básicas en el Sistema Internacional (SI) Unidad de cantidad de una sustancia. Unidad de conteo. Número que contiene 6.022 x 1023 (Núm. Avogadro) unidades de lo que sea.

3. 1 mol de átomos = 6.022 x 10 23 átomos 1 mol de moléculas = 6.022 x 10 23 moléculas 1 mol de iones = 6.022 x 10 23 iones

4. Número Avogadro Es la base para la cantidad de sustancia que se usa para expresar un núm. determinado de especies químicas Átomos Moléculas Iones Electrones *se define como mol

5. MASA MOLAR Se determina sumando las masas atómicas de los átomos que la constituyen, multiplicándolas x el subíndice señalado. P ejem: H2 SO4 Acd Sulfúrico H (1) 2 2 S (32) 1 32 O (16) 4 64 TOTAL 98 gol

6. Ca3 (PO4)2 Fosfato de Calcio C6 H12 O6 Glucosa Fe2 O3 Óxido Férrico Fe3 O4 Óxido Ferroso Na2 S Sulfuro de Sodio

7. Como determinamos la masa de un solo átomo? Calcular la masa en g de un átomo de N. Datos: masa atómica del N = 14 uma Planteamiento: 1 mol de átomos N = 14 g/mol de N 1 mol de átomos N = 6.022 x 10 23 Establecer igualdad: 14 g/mol de N= 6.022 x 10 23

8. Establecer relación: 14 g/mol de N ________ 6.022 x 10 23 átomos x gol _________ 1 átomo X= masa 1 átomo X=(14 g) (1 átomo) = 233 x 10 -23 gol 6.022 x 10 23 átomos

9. Sí relacionamos el mol, masa molar y número de Avogadro se establece que: Sí 1 mol = 6.022 x1023 átomo, molécula Y 1 mol = gol de sustancia (masa molar) Entonces: 6.022 x1023 átomo, molécula = gol (masa molar)

10. Cuantificar la masa de 12 moles de C6 H12 O6 Determinar masa molar de la Glucosa: C (12) 672 H (1)12121 mol=180 gol O (16) 6 96 TOTAL 180 1 mol___________180 gol 12 moles________ X

11. Despeje: X = 12 mol (180 gol) =2162 gol 1 mol R= la masa molar de 12 moles de glucosa es 2162 gol

12. Volumen Molar El VM de un gas “es el volumen que ocupa un mol de sustancia a 0° y a 1 atm de presión (conteniendo = # de partícula) y ese volumen es de 22.4 litros”. Entonces: 1 mol de gas a TPN = 22.4 L = 6.022 x 10 23 moléculas de gas

13. Determina el V de 6 moles de anhídrido carbónico Planteamiento: 22.4 L________1 mol X L _________6 mol Despeje: X = (22.4 L) (6 mol) = 134.4 L 1 mol

14. Factores de conversión A) Gramos a átomos: 6.022 X 1023 átomos del elemento 1 masa molar del elemento B) Átomos a gramos 1 masa molar del elemento 6.022 X 1023 átomos del elemento

15. C) Gramos a moles: 1 mol del elemento 1 masa molar del elemento D) Moles a gramos: 1 masa molar del elemento 1 mol del elemento

17. Ley de Proporciones Fijas o Definidas “ Un compuesto tiene una proporción atómica específica y un porcentaje en masa específico de cada elemento”. Es decir siempre que se unen los elementos para formar un compuesto lo hacen en proporciones fijas y definidas.

19. Fórmula Porcentual Procedimiento matemático que sirve para conocer la relación constante entre los átomos presentes en un compuesto. % = Masa total del elemento X 100 Masa molar del compuesto

20. Masa Molar del agua: H 1X2 = 2 O 16x1 = 16 18 gol Aplicando la fórmula para cada elemento: % H = 2 g X 100 = 11.11 % 18 g % O = 16 g X 100 = 88.88 % 18 g

21. Calcular el % en masa del Fe para determinar cuál es el mineral más rico en este elemento, la hematita ( Fe2O3 ) o la magnetita ( Fe3O4 ).

23. Masa atómica de los elementos

25. Se dividen todas las cantidades entre el menor valor encontrado: H = 11.11 moles = 2.0 5.55 moles H2O O = 5.55 moles = 1.0 5.55 moles

26. Al combinarse 15.8 % de Al, con 28.2 % de azufre y 56.1 % de O se forma un compuesto. Señale de qué compuesto se trata. Al = 15.8% = .58 moles de Al 27 g S = 28.20% = .88 moles de S 32 g O = 56.10% = 3.5 moles de O 16 g

27. Dividir entre el menor valor. Al = .58moles = 1 .58 moles S = .88 moles = 1.5 .58 moles O = 3.5 moles = 6 .58 moles

28. Si aparece un valor decimal no se ha obtenido el conjunto más pequeño de # enteros, se multiplican todos los valores x el entero más pequeño (2). Al 1 X 2 = 2 S 1.5 X 2 = 3 AL2 S3 O12 AL2 (SO4 ) 3 O 6 X 2 = 12

29. Ley de las proporciones múltiples Algunos de los elementos se combinan en más de una proporción. “Si 2 elementos forman un compuesto, las diferentes masas de un elemento que se combina con la masa fija del otro elemento guardan entre sí una proporción sencilla de números enteros”.

31. Fórmula molecular Representa la cantidad total de átomos de cada elemento que hay en una molécula de un compuesto. Para determinarla se procede a encontrar un cociente que resulta de: Masa molar de la sustancia Masa molar fórmula empírica

32. Determinar la fórmula molecular de las sustancias constituidas por 92.3 % de C y 7.7 % de H. se reporta que una de las sustancias tiene una masa de 26 gol y la otra 78 gol. Primero se determina la fórmula empírica: C = 92.3 % = 7.7 12 H = 7.7 % = 7.7 1

33. Se divide entre el menor número de moles: C = 7.7 = 1 7.7 CH Fórmula Empírica H = 7.7 = 1 7.7

34. Dividir la masa molar de cada una de las sustancias entre la masa empírica. 26 gol = 2 78 gol = 6 13 gol 13 gol

35. a) Un óxido formado de un 52.93% de aluminio.b) De una molécula conformada con el 42.07% de sodio., el 39.04% de oxigeno y el 18.89% fósforo.c) Una sal formada de 0.39 g de potasio con 0.16 g de azufre y 0.32 g de oxigenod) Compuesto formado por un 71.65% de cloro, 24.27% de C y de un 4.07% de H, con un PM de 98.96e) Un compuesto que tiene 35% de N, 5% de H y 60 de O.

37. Estequiometría Del griegoστοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, metrón, 'medida' Parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de la materia, tanto de sus propiedades físicas como de sus propiedades químicas. 4 Fe (s) 3 O2 2 Fe O3 (s)

38. Cálculos Estequiométricos Mecanismos básicos del químico. Se puede predecir la cantidad de materia que se produce en una reacción química, así como conocer la cantidad de materia prima necesaria en la síntesis de algún producto.

39. Ley de la conservación de la masa Antoine Lavoisier “ la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es decir las sustancias reaccionan y forman nuevas sustancias sin que se pierda la cantidad de materia que reacciona. 4 Fe (s) 3 O2 2 Fe O3 (s) 4 (55.85g) 3 (32) 2(159.7) g 223.4 g 96 g 319.4 g 319.4 g 319.4 g

40. Balance de materia Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.

41. Balanceo de ecuaciones x tanteo Método empleado para ecuaciones sencillas que ocupa la intuición para encontrar los coeficientes adecuados. El último elemento en ser balanceado debe ser el que más se repita en la ecuación. KClO3 KCl O2

42. 2KClO3 2KCl 3O2 2K 2K 2Cl 2Cl 6 O 6 O Comprobación del balanceo a través de la suma de las masas de la sustancia. 2KClO3 2KCl 3O2 2 (122) 2 (74) 3 (32) 244 148 96 244 g 244 g

43. HCl KMno4 MnCl2 KCl Cl2 H2O Colocar coeficientes. a HCl b KMno4 c MnCl2 d KCl e Cl2 f H2O 2. Establecer la ecuación para cada elemento. H a = 2f Cl a = 2c + d + 2e K b = d Mn b = c O 4b = f

44. 3. Asignar valor a un coeficiente. b = 1 b = d = 1 b = c = 1 4b = f = 4 Quedan X despejar 2 ecuaciones. a = 2f a = 2 (4) = 8 a = 2c + d + 2e 8= 2(1) + 1 + 2e 8= 3 + 2e e = 8 – 3 e = 5 2 2

45. a = 8 a = 16 b = 1 b = 2 c = 1 2 c = 2 d = 1 d = 2 e = 5 e = 5 f = 4 f = 8 16HCl 2KMno4 2MnCl2 2KCl 5Cl2 2H2O

46. 1.- CH4 O2 CO2 H2O CH4 2O2 CO2 2H2O 2.- Cu H2 SO4 SO2 CuSO4 H2O Cu 2H2 SO4 SO2 CuSO4 2H2O 3.- CaC2 H2O C2H2 Ca (OH)2 CaC2 2H2O C2H2 Ca (OH)2

47. Relación mol - mol Los moles que participan en una reacción química están representados por los coeficientes de la ecuación química. 2KClO3 2KCl 3O2 Existen 2 moles de clorato de potasio que se descomponen en 2 moles de cloruro de potasio y 3 moles de oxígeno

48. Cuántos moles de dióxido de carbono se producirán en la oxidación completa de 2 mol de glucosa(C6H12O6) según la siguiente reacción? C6H12O6 02 CO2 H2O Ecuación balanceada: C6H12O6 6 02 6 CO2 6 H2O Relación molar = 1 mol C6H12O6 6 moles de CO2

49. 1 mol C6H12O6 6 moles de CO2 2 mol C6H12O6 X moles Despeje: 2 mol C6H12O6 6 moles de CO2= 12 mol CO2 1 mol C6H12O6

50. ¿Cuántos moles de amoniaco se pueden producir con 8 mol de hidrógeno que reaccionen con nitrógeno? H2 N2 NH3 Ecuación balanceada: 3H2 N2 2 NH3 Relación molar = 3 mol H2 2 moles de NH3

51. 3 mol H2 2 moles de NH3 8 mol de H2 X moles Despeje: 8 mol H2 2 moles de NH3 = 5.33 mol NH3 3 mol H2

52. Relación masa – masa La masa de las sustancias de partida se convierten a moles. A continuación se usa la relación molar para calcular los moles de la sustancia deseada, la que a su vez se convierten a masa. gramos moles moles gramos

53. ¿Qué masa de CO2 se produce por la combustión completa de 100g del hidrocarburo C5 H12 ? C5 H12 O2 CO2 H2O Ecuación balanceada: C5 H12 8O2 5CO2 6H2O La sustancia de partida es 100g de C5 H12 , convertir a moles. 72 g C5 H12 1 mol C5 H12 1.39 mol C5 H12 100g C5 H12 X mol

54. Relación molar. 1 mol C5 H12 5 moles CO2 = 6.95 mol CO2 1.39 mol C5 H12 X moles Convertir los moles de CO2 a gramos. 1 mol de CO2 44 gol 6.95 mol CO2 X 306 g CO2

55. Relación mol - masa Calcular la masa de una sustancia que reacciona con , o que se produce a partir de un # dado de moles de otra sustancia en una reacción química. Si se da la masa de la sustancia de partida, es necesario convertirla a moles.

56. ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6 moles de aluminio con ácido clorhídrico? Al HCl AlCl3 H2 Ecuación balanceada: 2Al 6HCl 2AlCl3 3H2

57. Relación molar: 2 mol Al 3 mol H2 6 mol Al X mol Despeje: 6 mol Al 3 mol H2 = 9 mol H2 2 mol Al

58. Convertir los moles de H2 a gramos. 1 mol H2 2 g H2 9 mol H2 X g Despeje: 9 mol H2 2 g H2 = 18 gol H2 1 mol H2