Respuestas
Respuesta:
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)
8. EjemplosMoles Átomos Gramos (Masa atómica)1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32.06 g de S1 mol de Cu 6.022 x 10átomos de Cu 63.55 g de Cu1 mol de N 6.022 x 10átomos de N 14.01 g de N1 mol de Hg 6.022 x 10átomos de Hg 200.59 g de Hg2 moles de K 1.2044 x 10 átomos de K 78.20 g de K0.5 moles de P 3.0110 x 10átomos de P 15.485 g de P
9. • En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos: ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles. 25.0 g Fe ( 1 mol 55.85 g ) = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma
10. • Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg. Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.• 5.00 g Mg ( 1 mol 24.31 g ) = 0.206 mol Mg
11. • ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio (Na)? Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.• 3.01 x 1023 átomos Na ( 22.99 g 6.023 x 10 23 átomos) = 11.4 gramos de Na
12. MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS• Masa molar de los compuestos.- Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo.• Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos. A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de 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