Respuestas
Respuesta:
Explicación:
. ESTEQUIOMETRIALa estequiometria es el estudio de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas. MOL y cálculos químicos
2. • OBJETIVO.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la resolución de problemas.• Introducción.- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.
3. MOL.- Cantidad de sustancia que contiene elmismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que elnúmero de átomos presentes en 12 g de carbono 12.
4. Numero de AVOGADRO• Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale a 6.022x 1023 Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.
5. MOL• Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.
6. • 1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023átomosSi tienes una docena de canicas de vidrio y una docenade pelotas de ping-pong, el número de canicas ypelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO.Así pasa con las moles de átomos, son el mismonúmero de átomos, pero la masa depende delelemento y está dada por la masa atómica del mismo.
7. • Para cualquier ELEMENTO:• 1 MOL = 6.022 X 1023ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)
cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.
13. Masa molar• Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos. KOH (hidróxido de potasio)• K 1 x 39.10 = 39.10• O 1 x 16.00 = 16.00• H 1 x 1.01 = 1.01 +• 56.11 g
14. Masa molar• Cu3(PO4)2 (fosfato de cobre II)• Cu 3x 63.55 = 190.65• P 2 x 30.97 = 61.04• O 8 x 16 = 128 +• 379.69 g
15. Masa molar• Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio)• Al 2 x 26.98 = 53.96• S 3 x 32.06 = 96.18• O 9 x 16 = 144 +• 294.14 g Al2(SO3)3
16. En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.• MOL = 6.022 x1023 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)• Ejemplos: ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH• Na 1 x 22.99 = 22.99• O 1 x 16.00 = 16.00• H 1 x 1.01 = 1.01 +• 40.00 g
17. • La secuencia de conversión sería:• 1.00 Kg NaOH ( 1000 g 1 Kg ) = 1000 g NaOH• 1000 g NaOH ( 1 mol 40.00 g ) = 25.0 mol NaOH
18. • ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?• Calculamos la masa molar del H2O.• H 2 x 1.01 = 2.02• O 1 x 16 = 16 +• 18.02 g
19. la masa de 5.00 moles de agua• 5.00 mol H2O ( 18.02 g 1 mol ) = 90.1 g H2O
20. • ¿Cuántas moléculas de HCl hay en 25.0 g? Calculamos la masa molar del HCl.• H 1 x 1.01 = 1.01• Cl 1 x 35.45 = 35.45 +• 36.46 g• 25.0 g HCl ( 6.022 x 1023 moléculas 36.46 g• ) = 4.13 x 1023 moléculas HCl
21. COMPOSICIÓN PORCENTUAL Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.• % A = masa total del elemento A• masa molar del compuesto• X 100
22. • Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)• 1) Calculamos la masa molar del compuesto• Ni 2 x 58.69 = 117.38• C 3 x 12.01 = 36.03• O 9 x 16 = 144 +• 297.41 g•