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Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
1
U N I D A D
1
Balanceo
1. Balanceo de reacciones por tanteo
INTRODUCCIÓN
La palabra “estequiometría” se deriva del griego “stoicheion”, que significa
primer principio o elemento y “metron” que quiere decir medida.
Son los cálculos que se efectúan entre los elementos que forman un
compuesto o entre sustancias que participan en una reacción. Son simples
transformaciones de unidades empleando factores de conversión.
Una de las bases para fabricar estos factores es el balanceo de la reacción,
que consiste en asignar a cada sustancia un número adecuado (llamado
coeficiente estequiométrico) tal que se cumpla la Ley de la conservación de
la masa. Es decir, que el número de veces que un elemento aparece en los
reactivos (entra), sea igual al número de veces que dicho elemento aparece
en los productos (o sale).
Las reacciones se balancean según el comportamiento de los números de
oxidación de los diferentes elementos.
Para asignar números de oxidación se siguen las siguientes normas,
derivadas de un conocimiento conceptual de la nomenclatura.
Para grupos funcionales simples como hidruros, óxidos, ácido hidrácido,
radical haloideo, sal haloidea, hidróxidos, iones metálicos y anhídridos, la
valencia del elemento se determina con el método de “suma de números de
oxidación”.
El número de oxidación es la carga real (en compuestos iónicos) o aparente
(en compuestos covalentes) que presenta un elemento dentro de un
compuesto.
Para determinar los números de oxidación de los elementos en los
compuestos, repasemos las siguientes normas, derivadas de los grupos
funcionales:
El número de oxidación del oxígeno es -2, menos en el F2O que es +2
(ya que el flúor es el único elemento de la tabla periódica que es más
electronegativo que el oxígeno) y en los peróxidos que es -1.
El número de oxidación del hidrógeno es +1, menos en los hidruros que es
-1. (el hidrógeno es la mula).
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
2
El número de oxidación de una sustancia libre es cero (solamente aparece
un elemento), como son el O3, O2, S8, P5, X2 y M1. Donde X es
halógeno y M es metal.
La suma de los números de oxidación de un ión es igual a su carga.
Al efectuar la suma de los números de oxidación en un compuesto hay que
tener en cuenta el número de veces que cada elemento está en el
compuesto.
Para los grupos funcionales ácido hidrácido, radical haloideo y sal haloidea,
el número de oxidación del no-metal depende del valor típico T. En estos
grupos, el número de oxidación del no-metal es -T.
NOTA: En este capítulo es posible encontrar números de oxidación raros (un
número de oxidación raro es aquel que no coincide con la valencia conocida
del elemento, como por ejemplo ser un fraccionario). Si encuentra un número
de oxidación raro, verifique pero NO SE ASUSTE y siga.
BALANCEO DE REACCIONES
Balanceo por tanteo: Si no hay cambios en los números de oxidación (caso
típico: reacción de neutralización) la reacción se balancea por tanteo según
las siguientes pautas.
Coloque signos de interrogación (que lo leeremos no sé) justo antes de los
reactivos y de los productos, para que no piense que hay un coeficiente igual
a uno donde no ha balanceado.
Asigne un coeficiente arbitrario a la sustancia “más complicada”.
Balancee por tanteo los elementos en el siguiente orden.
a. Metales y/o no-metales.
b. Oxígenos.
c. Hidrógenos (normalmente con los hidrógenos se hace un chequeo).
Recomendamos balancear los oxígenos antes que los hidrógenos, ya que
frecuentemente se usa H2O como “comodín” de balanceo y el oxígeno en el
agua posee una proporción 1 a 1, en cambio el hidrógeno presenta una
proporción 2 a 1, lo que llevaría a errores por “distracción”.
NOTA: Como se inicia con un coeficiente arbitrario, simplifique para obtener
una mínima relación de coeficientes (o amplifique si éstos son
fraccionarios).
Ejemplo 1: Balancear por tanteo la reacción:
Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O
Paso 1: ?Fe(OH)3 +?H2SO4 → ?Fe2(SO4)3 + ?H2O
Paso 2: Asignamos un coeficiente arbitrario a Fe2(SO4)3; nos gusta el 13 de
la “buena suerte”, y sigue el balanceo del hierro, que es el primer elemento
afectado por el coeficiente arbitrario:
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
3
?Fe(OH)3 +?H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + ?H2O
?x 1 = 13 x 2 → ? = 26
Paso 3a: Asignamos el coeficiente 26 al Fe(OH)3 a la izquierda y procedemos
a balancear el azufre:
26Fe(OH)3
+
?H2SO4
→ 13Fe2(SO4)3 + ?H2O
? x 1 = 13 x 1 x3 → ? = 39
Paso 3b: Se escribe el 39 delante de H2SO4 balanceamos el oxígeno:
26Fe(OH)3 +39H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + ?H2O
26x 1x 3 39x 4 = 13 x 4x3 ? x
1
78 + 156 = 156 + ? x
1
→ 78 = ?
Se deduce fácilmente que el interrogante que falta en H2O es 78, pues es el
número de oxígenos que faltan en los productos para quedar igualados con
los oxígenos de los reactivos, sólo falta verificar los hidrógenos.
Paso 3c: chequeo de hidrógenos:
26Fe(OH)3 +39H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + 78H2O
26 x
1x3
+39 x 2 78x 2
78 + 78 =? 156
Obvio que 78 + 78 si equivale a 156, por lo cual podemos afirmar que la
reacción si está balanceada.
Observe que los coeficientes 26; 39; 13 y 78 son múltiplos del número
arbitrario 13 (¿será suerte?), simplificando desaparece la ARBITRARIEDAD
y queda:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → 1Fe2(SO4)3 + 6H2O
Comentario: ¿Será que el coeficiente arbitrario “menos arbitrario” será el 1?
Sugerimos que haga usted este balanceo pero con un coeficiente arbitrario
diferente de 13.
TALLER
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
4
1. Balancee las siguientes reacciones moleculares
a. K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → KHSO4 + Cr2(SO4)3 + O2 + H2O
b. HNO2 + KI + HCℓ → I2 + N2 + KCℓ + H2O
c. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → KHSO4 + MnSO4 + H2O + O2
d. P2S3 + HIO3 + H2O → H3PO4 + S + HI
e. CrI3 + Cℓ2 + KOH → K2CrO4 + KIO3 + KCℓ +H2O
f. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
g. NaI + MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaHSO4 + I2
h. K2Cr2O3 + H2SO4 + O2 → KHSO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
i. HNO3 + I2 → HIO3 + NO2 + H2O
j. KI + KMnO4 + H2O → I2 + MnO2 + KOH
k. CH4O + Na2Cr2O7 + H2SO4 → CH2O2 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
UNIDAD 2: CONCEPTO DE MOL
MASA ATÓMICA
Puesto que un átomo es muy pequeño, para medir su masa necesitamos una
unidad mucho menor que el kg, el g e , incluso, el mg. ¿dónde encontrar una
unidad tan pequeña?. Sólo podemos buscarla en el propio mundo del átomo,
al que llamaremos átomo patrón.
Aunque se han utilizado varios átomos patrones en el transcurso de la
historia de la química, el actualmente aceptado es el átomo de carbono-12, al
que se le asigna una masa atómica relativa de 12,000.
Masa atómica: Es la masa de un átomo expresada en unidades de masa
atómica, u.m.a o u.
La unidad de masa atómica, es la doceava parte de la masa del isótopo
mayoritario del carbono, el C-12.
Así un átomo que tenga de masa 16 u quiere decir que dicho átomo contiene
una masa 16 veces mayor que la unidad de masa atómica (1/12 parte del
C12)
La masa atómica no tiene unidad, se expresa simplemente por un número:
16 u
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
5
ACTIVIDAD
Calcula cuántas veces es mayor la masa de un átomo de plomo que la del
elemento litio (consulta la tabla periódica).
MASA MOLECULAR
Es la masa de una molécula.
Se halla sumando las masas de los átomos que componen la molécula.
Mm (H2O) = 1·16 u + 2 · 1 u = 18 u
Halla la masa molecular de las siguientes sustancias, teniendo en cuenta los
valores de las masas atómicas de la tabla periódica:
a) CO2
b) C4H10
c) C6H12O6
d) H2SO4
La masa se mide en gramos. Al ser el átomo muy pequeño, en un gramo de
sustancia hay un enorme número de átomos.
La unidad de masa atómica (1/12 parte del átomo de 12C ), coincide
aproximadamente con la masa del átomo de hidrógeno. A partir de esto
podemos formularnos la siguiente pregunta ¿ cuántos átomos de hidrogeno
se necesitan para obtener 1 gramo de materia?.
Para averiguarlo, basta dividir 1 gramo entre la masa de un átomo de
hidrógeno expresada en gramos que es de 1,6 ·10-24 g.
Así : Nº de átomos de H= 1 g / 1,6 ·10-24 g/átomo = 6,023 ·1023 átomos
de H
Se puede afirmar que 1 g de materia equivale a 6,023 ·1023 unidades de
masa atómica.
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
6
Sabemos que la masa atómica del carbono es 12 u, la del nitrógeno 14u y
la del sodio 23 u.
Recordando el concepto de masa atómica se puede concluir que :
• En 6,023 ·1023 átomos de carbono habrá 12 gramos
• En 6,023 ·1023 átomos de nitrógeno habrá 14 gramos.
• En 6,023 ·1023 átomos de sodio habrá 23 gramos.
Al número 6,023 ·1023 se le llama número de Avogadro, NA , en honor a un
célebre físico italiano.
DEFINICIÓN DE MOL:
• Un mol de átomos equivale a 6,023 ·1023 átomos.
• Un mol de moléculas equivale a 6,023 ·1023 moléculas.
El hecho de que los químicos hallan escogido este número de 6,023 ·1023 y
no otro, es debido a que la masa contenida, en gramos , en este número de
átomos o moléculas coincide con el valor numérico de la masa atómica o
molecular según se trate de un elemento o una molécula.
Según lo anterior:
Por lo tanto en el caso de moléculas, para hallar la cantidad contenida en 1
mol, es necesario hallar previamente su masa molecular
Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023 ·1023
partículas elementales (átomos o
moléculas).
La masa en gramos de un mol de átomos de cualquier elemento coincide con su masa atómica
La masa en gramos de un mol de moléculas de cualquier compuesto coincide con su masa molecular.
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
7
EJEMPLOS:
• 1 mol de átomos de hierro contiene 6,023 ·1023 átomos de hierro, y su
masa es de 55,85 g
• 1 mol de átomos de oxigeno contiene 6,023 ·1023 átomos de oxigeno, y
su masa es 16 g.
• 1 mol de moléculas de oxigeno contiene 6,023 ·1023 moléculas de O2, y
su masa es de 32 g.
• 1 mol de dióxido de carbono (CO2) contiene 6,023 ·1023 moléculas de
CO2 su masa es de 44 g.
ACTIVIDADES:
-El número de átomos contenidos en 1 mol es.............................. este
número es siempre.............................. independientemente de la sustancia.
-La masa de 1 mol de átomos de cualquier elemento es igual a la
........................... del mismo.
- La masa molecular del ácido sulfúrico es 98 u; 1 mol de ácido sulfúrico
tiene una masa de .....................................
7-Determina la masa de 1 mol (masa molar) de las siguientes
sustancias: (Toma las masas atómicas que necesites de la tabla periódica)
a) Gas butano (C4H10) :
b) Mármol (CaCO3):
c) Ácido sulfúrico (H2SO4) :
d) Azúcar (C12H22O11):
e) Benceno (C6H6) :
f) Agua (H2O) :
Para transformar gramos en moles o viceversa, se calcula fácilmente
mediante la siguiente relación:
Siendo Ma la masa atómica del elemento
nº de moles (n) = gramos/Ma (si se trata de un elemento)
nº de moles (n) = gramos/Mm (si se trata de una molécula)
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
8
Siendo Mm la masa molecular
EJEMPLO :
¿Cuántos moles hay en 50 gramos de Na Cl?.
Datos : Na = 23 u ; Cl = 35,5 u.
• Se determina la masa molecular del Na Cl
Mm (Na Cl)= 35,5 +23 = 58,5 g/mol
• Se aplica la fórmula ,que corresponda ,vista anteriormente:
N=gramos/Mm = 50 / 58,5 = 0,85 moles de Na Cl
EJERCICIOS
9-¿Cuántos moles de cloruro de calcio hay en 440 g de esta sustancia?.
10-¿Cuántos moles de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 16,7 gramos de esa
sustancia?.
11-¿Cuántos gramos de oxigeno hay en 3 moles de moléculas de oxígeno?.
12- Calcula la masa que hay en :
a) 1,4 moles de CO2
b) 2.1021 moléculas de H2SO3
c) 0,4 moles de CH4
13- Si un vaso contiene 3,4 moles de agua , ¿cuántas moléculas de agua
hay en el vaso?.
14-¿Cuántas moléculas de butano , C4H10, hay en 1,17 g de dicho gas?.
15- ¿ Cual es la masa en gramos de un átomo de aluminio?.
16- Calcula la masa de 20 moles de átomos de potasio. ¿cuántos átomos
hay en los 20 moles?.
Química General. Unidad 1 Balanceo
Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz
9
En el caso de una sustancia gaseosa, en condiciones normales (P=1atm,
T=0ºC), se comprobó que un mol ocupaba 22,4 L.
Para transformar litros en moles o viceversa, se calcula fácilmente mediante
la siguiente relación:
EJEMPLO :
¿Cuántos litros hay en 0,5 moles de Cl2 en condiciones normales?
• Se aplica la fórmula ,q ue corresponda ,vista anteriormente:
n=litros /22,4= 5 ; nº litros = 0,5 mol. 22,4 L/mol = 11,2 L
EJERCICIOS
9-¿Cuántos litros de cloruro de hidrógeno hay en 440 g de esta sustancia en
C.N.?.
10-¿Cuántos moles de ácido sulfhídrico (H2S) hay en 16,7 gramos de esa
sustancia en C.N.?.?.
11-¿Cuántos gramos de oxigeno hay en 2L de oxígeno en C.N.?. ?.
12- Calcula los litros que hay en C.N .en los siguientes casos :
d) 1,4 moles de CO2
e) 20 g de nitógeno
2. 0,4 .1023 moléculas de CH4
Un mol de cualquier sustancia gaseosa, en C.N. ocupa 22,4 L
nº de moles (n) = nº litros/22,4 (sustancia gaseosa, en C.N.)

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  • 1. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 1 U N I D A D 1 Balanceo 1. Balanceo de reacciones por tanteo INTRODUCCIÓN La palabra “estequiometría” se deriva del griego “stoicheion”, que significa primer principio o elemento y “metron” que quiere decir medida. Son los cálculos que se efectúan entre los elementos que forman un compuesto o entre sustancias que participan en una reacción. Son simples transformaciones de unidades empleando factores de conversión. Una de las bases para fabricar estos factores es el balanceo de la reacción, que consiste en asignar a cada sustancia un número adecuado (llamado coeficiente estequiométrico) tal que se cumpla la Ley de la conservación de la masa. Es decir, que el número de veces que un elemento aparece en los reactivos (entra), sea igual al número de veces que dicho elemento aparece en los productos (o sale). Las reacciones se balancean según el comportamiento de los números de oxidación de los diferentes elementos. Para asignar números de oxidación se siguen las siguientes normas, derivadas de un conocimiento conceptual de la nomenclatura. Para grupos funcionales simples como hidruros, óxidos, ácido hidrácido, radical haloideo, sal haloidea, hidróxidos, iones metálicos y anhídridos, la valencia del elemento se determina con el método de “suma de números de oxidación”. El número de oxidación es la carga real (en compuestos iónicos) o aparente (en compuestos covalentes) que presenta un elemento dentro de un compuesto. Para determinar los números de oxidación de los elementos en los compuestos, repasemos las siguientes normas, derivadas de los grupos funcionales: El número de oxidación del oxígeno es -2, menos en el F2O que es +2 (ya que el flúor es el único elemento de la tabla periódica que es más electronegativo que el oxígeno) y en los peróxidos que es -1. El número de oxidación del hidrógeno es +1, menos en los hidruros que es -1. (el hidrógeno es la mula).
  • 2. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 2 El número de oxidación de una sustancia libre es cero (solamente aparece un elemento), como son el O3, O2, S8, P5, X2 y M1. Donde X es halógeno y M es metal. La suma de los números de oxidación de un ión es igual a su carga. Al efectuar la suma de los números de oxidación en un compuesto hay que tener en cuenta el número de veces que cada elemento está en el compuesto. Para los grupos funcionales ácido hidrácido, radical haloideo y sal haloidea, el número de oxidación del no-metal depende del valor típico T. En estos grupos, el número de oxidación del no-metal es -T. NOTA: En este capítulo es posible encontrar números de oxidación raros (un número de oxidación raro es aquel que no coincide con la valencia conocida del elemento, como por ejemplo ser un fraccionario). Si encuentra un número de oxidación raro, verifique pero NO SE ASUSTE y siga. BALANCEO DE REACCIONES Balanceo por tanteo: Si no hay cambios en los números de oxidación (caso típico: reacción de neutralización) la reacción se balancea por tanteo según las siguientes pautas. Coloque signos de interrogación (que lo leeremos no sé) justo antes de los reactivos y de los productos, para que no piense que hay un coeficiente igual a uno donde no ha balanceado. Asigne un coeficiente arbitrario a la sustancia “más complicada”. Balancee por tanteo los elementos en el siguiente orden. a. Metales y/o no-metales. b. Oxígenos. c. Hidrógenos (normalmente con los hidrógenos se hace un chequeo). Recomendamos balancear los oxígenos antes que los hidrógenos, ya que frecuentemente se usa H2O como “comodín” de balanceo y el oxígeno en el agua posee una proporción 1 a 1, en cambio el hidrógeno presenta una proporción 2 a 1, lo que llevaría a errores por “distracción”. NOTA: Como se inicia con un coeficiente arbitrario, simplifique para obtener una mínima relación de coeficientes (o amplifique si éstos son fraccionarios). Ejemplo 1: Balancear por tanteo la reacción: Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O Paso 1: ?Fe(OH)3 +?H2SO4 → ?Fe2(SO4)3 + ?H2O Paso 2: Asignamos un coeficiente arbitrario a Fe2(SO4)3; nos gusta el 13 de la “buena suerte”, y sigue el balanceo del hierro, que es el primer elemento afectado por el coeficiente arbitrario:
  • 3. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 3 ?Fe(OH)3 +?H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + ?H2O ?x 1 = 13 x 2 → ? = 26 Paso 3a: Asignamos el coeficiente 26 al Fe(OH)3 a la izquierda y procedemos a balancear el azufre: 26Fe(OH)3 + ?H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + ?H2O ? x 1 = 13 x 1 x3 → ? = 39 Paso 3b: Se escribe el 39 delante de H2SO4 balanceamos el oxígeno: 26Fe(OH)3 +39H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + ?H2O 26x 1x 3 39x 4 = 13 x 4x3 ? x 1 78 + 156 = 156 + ? x 1 → 78 = ? Se deduce fácilmente que el interrogante que falta en H2O es 78, pues es el número de oxígenos que faltan en los productos para quedar igualados con los oxígenos de los reactivos, sólo falta verificar los hidrógenos. Paso 3c: chequeo de hidrógenos: 26Fe(OH)3 +39H2SO4 → 13Fe2(SO4)3 + 78H2O 26 x 1x3 +39 x 2 78x 2 78 + 78 =? 156 Obvio que 78 + 78 si equivale a 156, por lo cual podemos afirmar que la reacción si está balanceada. Observe que los coeficientes 26; 39; 13 y 78 son múltiplos del número arbitrario 13 (¿será suerte?), simplificando desaparece la ARBITRARIEDAD y queda: 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → 1Fe2(SO4)3 + 6H2O Comentario: ¿Será que el coeficiente arbitrario “menos arbitrario” será el 1? Sugerimos que haga usted este balanceo pero con un coeficiente arbitrario diferente de 13. TALLER
  • 4. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 4 1. Balancee las siguientes reacciones moleculares a. K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → KHSO4 + Cr2(SO4)3 + O2 + H2O b. HNO2 + KI + HCℓ → I2 + N2 + KCℓ + H2O c. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → KHSO4 + MnSO4 + H2O + O2 d. P2S3 + HIO3 + H2O → H3PO4 + S + HI e. CrI3 + Cℓ2 + KOH → K2CrO4 + KIO3 + KCℓ +H2O f. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O g. NaI + MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + NaHSO4 + I2 h. K2Cr2O3 + H2SO4 + O2 → KHSO4 + Cr2(SO4)3 + H2O i. HNO3 + I2 → HIO3 + NO2 + H2O j. KI + KMnO4 + H2O → I2 + MnO2 + KOH k. CH4O + Na2Cr2O7 + H2SO4 → CH2O2 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O UNIDAD 2: CONCEPTO DE MOL MASA ATÓMICA Puesto que un átomo es muy pequeño, para medir su masa necesitamos una unidad mucho menor que el kg, el g e , incluso, el mg. ¿dónde encontrar una unidad tan pequeña?. Sólo podemos buscarla en el propio mundo del átomo, al que llamaremos átomo patrón. Aunque se han utilizado varios átomos patrones en el transcurso de la historia de la química, el actualmente aceptado es el átomo de carbono-12, al que se le asigna una masa atómica relativa de 12,000. Masa atómica: Es la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica, u.m.a o u. La unidad de masa atómica, es la doceava parte de la masa del isótopo mayoritario del carbono, el C-12. Así un átomo que tenga de masa 16 u quiere decir que dicho átomo contiene una masa 16 veces mayor que la unidad de masa atómica (1/12 parte del C12) La masa atómica no tiene unidad, se expresa simplemente por un número: 16 u
  • 5. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 5 ACTIVIDAD Calcula cuántas veces es mayor la masa de un átomo de plomo que la del elemento litio (consulta la tabla periódica). MASA MOLECULAR Es la masa de una molécula. Se halla sumando las masas de los átomos que componen la molécula. Mm (H2O) = 1·16 u + 2 · 1 u = 18 u Halla la masa molecular de las siguientes sustancias, teniendo en cuenta los valores de las masas atómicas de la tabla periódica: a) CO2 b) C4H10 c) C6H12O6 d) H2SO4 La masa se mide en gramos. Al ser el átomo muy pequeño, en un gramo de sustancia hay un enorme número de átomos. La unidad de masa atómica (1/12 parte del átomo de 12C ), coincide aproximadamente con la masa del átomo de hidrógeno. A partir de esto podemos formularnos la siguiente pregunta ¿ cuántos átomos de hidrogeno se necesitan para obtener 1 gramo de materia?. Para averiguarlo, basta dividir 1 gramo entre la masa de un átomo de hidrógeno expresada en gramos que es de 1,6 ·10-24 g. Así : Nº de átomos de H= 1 g / 1,6 ·10-24 g/átomo = 6,023 ·1023 átomos de H Se puede afirmar que 1 g de materia equivale a 6,023 ·1023 unidades de masa atómica.
  • 6. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 6 Sabemos que la masa atómica del carbono es 12 u, la del nitrógeno 14u y la del sodio 23 u. Recordando el concepto de masa atómica se puede concluir que : • En 6,023 ·1023 átomos de carbono habrá 12 gramos • En 6,023 ·1023 átomos de nitrógeno habrá 14 gramos. • En 6,023 ·1023 átomos de sodio habrá 23 gramos. Al número 6,023 ·1023 se le llama número de Avogadro, NA , en honor a un célebre físico italiano. DEFINICIÓN DE MOL: • Un mol de átomos equivale a 6,023 ·1023 átomos. • Un mol de moléculas equivale a 6,023 ·1023 moléculas. El hecho de que los químicos hallan escogido este número de 6,023 ·1023 y no otro, es debido a que la masa contenida, en gramos , en este número de átomos o moléculas coincide con el valor numérico de la masa atómica o molecular según se trate de un elemento o una molécula. Según lo anterior: Por lo tanto en el caso de moléculas, para hallar la cantidad contenida en 1 mol, es necesario hallar previamente su masa molecular Un mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,023 ·1023 partículas elementales (átomos o moléculas). La masa en gramos de un mol de átomos de cualquier elemento coincide con su masa atómica La masa en gramos de un mol de moléculas de cualquier compuesto coincide con su masa molecular.
  • 7. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 7 EJEMPLOS: • 1 mol de átomos de hierro contiene 6,023 ·1023 átomos de hierro, y su masa es de 55,85 g • 1 mol de átomos de oxigeno contiene 6,023 ·1023 átomos de oxigeno, y su masa es 16 g. • 1 mol de moléculas de oxigeno contiene 6,023 ·1023 moléculas de O2, y su masa es de 32 g. • 1 mol de dióxido de carbono (CO2) contiene 6,023 ·1023 moléculas de CO2 su masa es de 44 g. ACTIVIDADES: -El número de átomos contenidos en 1 mol es.............................. este número es siempre.............................. independientemente de la sustancia. -La masa de 1 mol de átomos de cualquier elemento es igual a la ........................... del mismo. - La masa molecular del ácido sulfúrico es 98 u; 1 mol de ácido sulfúrico tiene una masa de ..................................... 7-Determina la masa de 1 mol (masa molar) de las siguientes sustancias: (Toma las masas atómicas que necesites de la tabla periódica) a) Gas butano (C4H10) : b) Mármol (CaCO3): c) Ácido sulfúrico (H2SO4) : d) Azúcar (C12H22O11): e) Benceno (C6H6) : f) Agua (H2O) : Para transformar gramos en moles o viceversa, se calcula fácilmente mediante la siguiente relación: Siendo Ma la masa atómica del elemento nº de moles (n) = gramos/Ma (si se trata de un elemento) nº de moles (n) = gramos/Mm (si se trata de una molécula)
  • 8. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 8 Siendo Mm la masa molecular EJEMPLO : ¿Cuántos moles hay en 50 gramos de Na Cl?. Datos : Na = 23 u ; Cl = 35,5 u. • Se determina la masa molecular del Na Cl Mm (Na Cl)= 35,5 +23 = 58,5 g/mol • Se aplica la fórmula ,que corresponda ,vista anteriormente: N=gramos/Mm = 50 / 58,5 = 0,85 moles de Na Cl EJERCICIOS 9-¿Cuántos moles de cloruro de calcio hay en 440 g de esta sustancia?. 10-¿Cuántos moles de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 16,7 gramos de esa sustancia?. 11-¿Cuántos gramos de oxigeno hay en 3 moles de moléculas de oxígeno?. 12- Calcula la masa que hay en : a) 1,4 moles de CO2 b) 2.1021 moléculas de H2SO3 c) 0,4 moles de CH4 13- Si un vaso contiene 3,4 moles de agua , ¿cuántas moléculas de agua hay en el vaso?. 14-¿Cuántas moléculas de butano , C4H10, hay en 1,17 g de dicho gas?. 15- ¿ Cual es la masa en gramos de un átomo de aluminio?. 16- Calcula la masa de 20 moles de átomos de potasio. ¿cuántos átomos hay en los 20 moles?.
  • 9. Química General. Unidad 1 Balanceo Autor: jeisson Andrés Pabón Ortíz 9 En el caso de una sustancia gaseosa, en condiciones normales (P=1atm, T=0ºC), se comprobó que un mol ocupaba 22,4 L. Para transformar litros en moles o viceversa, se calcula fácilmente mediante la siguiente relación: EJEMPLO : ¿Cuántos litros hay en 0,5 moles de Cl2 en condiciones normales? • Se aplica la fórmula ,q ue corresponda ,vista anteriormente: n=litros /22,4= 5 ; nº litros = 0,5 mol. 22,4 L/mol = 11,2 L EJERCICIOS 9-¿Cuántos litros de cloruro de hidrógeno hay en 440 g de esta sustancia en C.N.?. 10-¿Cuántos moles de ácido sulfhídrico (H2S) hay en 16,7 gramos de esa sustancia en C.N.?.?. 11-¿Cuántos gramos de oxigeno hay en 2L de oxígeno en C.N.?. ?. 12- Calcula los litros que hay en C.N .en los siguientes casos : d) 1,4 moles de CO2 e) 20 g de nitógeno 2. 0,4 .1023 moléculas de CH4 Un mol de cualquier sustancia gaseosa, en C.N. ocupa 22,4 L nº de moles (n) = nº litros/22,4 (sustancia gaseosa, en C.N.)