Este documento presenta información sobre moléculas y composición química. Explica conceptos como el número de Avogadro, moles, masa atómica, y cómo realizar conversiones entre unidades como gramos, moles y átomos. También cubre temas como la composición porcentual de compuestos químicos y el cálculo de fórmulas empíricas y moleculares.

1. Universidad Regional
Amazónica IKIAM
NIVELACIÓN
QUÍMICA
UNIDAD 4
MOLÉCULAS Y COMPOSICIÓN QUÍMICA
Ing. Grace Guevara, Mgtr.

2. Masa atómica y Avogadro
 Número de moles
 Para contar cantidades muy grandes, los seres humanos
han creado diferentes unidades alternas, por ejemplo,
la decena y centena. Si alguien quiere contar hasta el
mil es más fácil solo contar cien decenas o diez
centenas y resultaría exactamente lo mismo.
 En química, necesitamos saber la cantidad de sustancia
que va a participar en una reacción. A la unidad
internacional para poder medirla la conocemos como
mol.

3.  Un mol representa una cantidad muy grande de
unidades, es decir, números que van más allá de los
que estamos acostumbrados a emplear habitualmente.
La equivalencia en partículas de 1 mol es el número de
Avogadro (NA).
 En el SI, el mol es la cantidad de una sustancia que
contiene tantas entidades elementales (átomos,
moléculas u otras partículas) como átomos hay
exactamente en 12 g (o 0.012 kg) del isótopo de
carbono-12. El número real de átomos en 12 g de
carbono-12 se ha determinado experimentalmente.

4.  Este número se denomina número de Avogadro (NA) en honor del
científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente
aceptado es:
Cada átomo de la tabla periódica puede tener esta equivalencia;
por ejemplo, para el caso del carbono, tendríamos:

5. Amadeo Avogadro
 Amadeo Avogadro (1776-1856) se graduó
como doctor en Derecho Canónico, pero
nunca ejerció su profesión. Su pasión fue
siempre la física y química con grandes
destrezas para la matemática. Manifestó la
llamada hipótesis de Avogadro que decía:
iguales volúmenes de gases distintos
contienen el mismo número de moléculas si
ambos se encuentran a igual temperatura y
presión.

6. Conversiones
 Para realizar una transformación de forma adecuada,
es necesario operar de la siguiente forma, tomando en
cuenta que el valor a transformar es el dato inicial o el
valor dado por el ejercicio:
 Ecuación de conversión

7. EJEMPLOS
 Encontremos cuánto equivale 2,50 moles de oxígeno
(O) en átomos de O. Para resolver esto, debemos seguir
una serie de pasos.
 Paso 1: Identificamos el valor a transformar, que siempre
es el valor inicial. Este dato irá al inicio de la ecuación
de conversión.
2,50 moles de O

8.  Paso 2: Consideremos que la equivalencia en este caso
es:
 Reemplacemos los datos en la ecuación de conversión,
con el fin de que las unidades dadas se simplifiquen:

9. EJERCICIOS
 Calculemos cuánto equivale 1,15 x 1022 átomos de
carbono en moles.

10. Moles, masa y avogadro
 Para lograr definir esta relación, concluimos que un mol
de átomos de un determinado tipo de carbono pesa
exactamente doce gramos.
 Otra de las unidades definidas son las unidades de
masa atómica (uma), a las cuales las representamos
como un doceavo de la masa de un átomo de
carbono.

11.  Por lo tanto,
 un átomo de carbono pesa exactamente doce uma, y
 un mol de carbono pesa doce gramos.
 Para registrar el peso de los diferentes elementos,
realicemos una comparación entre las unidades
definidas a partir del carbono

12.  Por ejemplo, un átomo de hidrógeno pesa la doceava
parte que un átomo de carbono. Y definimos, con base
en esto, el peso del hidrógeno y de todos los átomos,
para obtener la equivalencia en gramos, moles y
átomos.

13.  Para resolver cualquier ejercicio de masa atómica, debemos seguir este
camino por medio de las flechas:

14.  Para transformar la masa de cualquier elemento, (A), a
la cantidad de átomos presentes en esa masa, es
indispensable convertir la masa a moles. Para
transformar la masa de un elemento a moles, debemos
dividir la masa descrita por el peso de la tabla
periódica. Después de ello, multiplicamos al número de
moles obtenido por el número de Avogadro, para así
lograr la transformación a átomos del elemento
requerido

15. EJEMPLO
 Calcular el número de átomos de Fe presentes en 22,21 g de Fe
 Paso 1: El dato inicial es 22,21 gramos de Fe.
 Paso 2: Para convertir a número de átomos, primero debemos
transformar a número de moles de Fe a través de la equivalencia en
gramos de la tabla periódica. Verifiquemos que las unidades dadas se
simplifiquen:

16.  Paso 3: Con el número de moles de Fe, podemos
transformar a átomos con la equivalencia del número
de Avogadro. Verifiquemos que las unidades dadas se
simplifiquen:

17. EJEMPLO
 Si tenemos un total de 1,35 x 1031 átomos de Au, ¿cómo
debería quedar expresada esta cantidad en moles?

18. EJERCICIO
 Analicen: si tenemos 3,12 × 1021 átomos de plomo,
¿cuántos gramos de plomo tenemos?

19. EJERCICIO
 El helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria, en
investigaciones en las que se requiere baja
temperatura, en los tanques para buceo profundo y
para inflar globos. ¿Cuántos moles de átomos de He
hay en 6.46 g de He?

20. EJERCICIO
 El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza para
fabricar latón (con cobre) y para recubrir hierro con la
finalidad de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos de
Zn hay en 0.356 moles de Zn?

21. Masa molecular y Avogadro
 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.

22.  Calculemos el número de átomos de cada una de las especies que
componen una molécula de ácido acético, CH3 COOH.
 Paso 1: Hagamos una lista de los elementos químicos que contienen
la molécula.
• carbón
• hidrógeno
• oxígeno
Paso 2: Tomando en cuenta los subíndices, anotemos cuántas veces se
repite cada elemento dentro de la molécula.
carbón: 2 átomos de C
hidrógeno: 4 átomos de H
oxígeno: 2 átomos de O

23.  Existen compuestos cuya 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)
 De manera que tenemos tres átomos de carbono,
nueve (3 x 3) átomos de oxígeno y dos átomos de
aluminio.

24. Cálculo de masa molecular
 Por lo general, buscamos hallar la masa molecular de un compuesto.
Para ello, necesitamos saber la cantidad de átomos de cada especie que
componen una molécula.

27.  Calculemos la masa molecular de la glucosa 𝐶6 𝐻12 𝑂6

28. EJEMPLO

29.  La importancia de las conversiones es que, mientras
más rápido las dominemos, más fáciles se nos harán las
siguientes unidades. Una persona que comprende y
conoce cómo transformar de átomos a gramos y a
moles está preparado para continuar con química. Por
ello, realizaremos otro ejemplo en cuanto a
conversiones.

33. Composición porcentual
 La fórmula de un compuesto indica la relación entre el
número de átomos de cada elemento presente en el
compuesto.
 A partir de la fórmula, podemos calcular el porcentaje
con que contribuye cada elemento a la masa total del
compuesto.
 El equipo de espectrometría de masas determina los
tipos de elementos que componen una muestra y el
porcentaje de los mismos

35.  Entre las principales aplicaciones del espectómetro
encontramos:
• Determinación de residuos de pesticidas en alimentos
• Determinación de la cantidad de un elemento en un
medicamento
• Identificación de abuso de drogas y sus metabolitos en
sangre, orina y saliva

36.  Para determinar, mediante cálculos, el porcentaje de
un elemento en un compuesto, debemos conocer
varios conceptos.
 La composición porcentual es el porcentaje en masa
de cada elemento presente en un compuesto. La
obtenemos dividiendo la masa de cada elemento para
la masa del compuesto.

38. EJEMPLO

40. EJERCICIO
 ¿Calcula el porcentaje de calcio, nitrógeno y oxígeno
presentes en Ca (N𝑂3 )2 ?

41. Fórmula empírica y molecular
 Al determinar la fórmula empírica de un compuesto,
conociendo su composición porcentual, podemos
identificar experimentalmente los compuestos.
 La proporción del número de átomos de cada
elemento que constituye un compuesto queda
reflejada en su fórmula. A partir de ella es muy sencillo
calcular la proporción entre las masas de los elementos,
expresada en porcentaje.
 La composición centesimal, la fórmula empírica y la
fórmula molecular son maneras de expresar la
composición de un compuesto.

43. EJEMPLO
 El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40,92% en
masa de carbono, 4,58% en masa de hidrógeno y
54,50% en masa de oxígeno.
 a. Determinemos la fórmula empírica del ácido
ascórbico.
 b. Establezcamos la fórmula molecular del ácido
ascórbico si el peso molecular real es de 176,14 g.
 Para la resolución del ejercicio debemos seguir una
serie de pasos:

48.  Calculemos la fórmula empírica de la sustancia, está
compuesta por 18,4% de carbono, 21,5% de nitrógeno y
60,1% de potasio.

49. TAREA 3