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Páginas: 8 (1916 palabras)
Publicado: 12 de abril de 2015
Estequiometría
• Masas Atómicas
Escala del carbono 12.
Masas atómicas.
Número de Avogadro.
•El mol.
Conversiones mol-gramo
• Relaciones de masa de las fórmulas químicas.
Composición centesimal
Fórmula empírica. Fórmula molecular.
• Relaciones de masa en las reacciones.
Ajuste de reacciones.
Relaciones de masa en las ecuaciones.
2. Relaciones de masa enquímica. Estequiometría.
Masas atómicas
Escala de masa (o peso) atómica
H pesa 1.6735 x 10-24 g y
1
Se define la masa del isótopo
O 2.6560 x 10-23 g.
16
C como equivalente a 12
12
unidades de masa atómica (umas)
1 uma = 1.66054 x 10-24 g
1 g = 6.02214 x 1023 umas
De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos
atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.
2. Relacionesde masa en química. Estequiometría.
Masas atómicas y abundancia
isotópica
•
El isótopo
C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres
12
isótopos en la Naturaleza:
•
C,
12
Cy
13
C.
14
La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se
puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas.
•
Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa
atómica del elemento es lamedia proporcional de las masas
de los isótopos que lo componen:
Masa atómica
(umas)
Abundancia
(%)
Cl
34.97
75.53
Cl
36.97
24.47
35
37
Luego la masa atómica del cloro es:
34.97 x
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
75.53
100
24.47
+ 36.97 x
100
35.46
umas
=
Espectrómetro de
Masas
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
Número de Avogadro
Una muestra decualquier elemento cuya masa en gramos sea
igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos
NA, independientemente del tipo de elemento. A este número se
le conoce como Número de Avogadro
NA = 6.022 x 1023
Masa atómica de H: 1.008 umas
át de H
NA = 6.022 x 1023
Masa atómica de He: 4.003 umas
át de He
NA = 6.022 x 1023
Masa atómica de S: 32.07 umas
át de S
NA = 6.022 x 1023
2.Relaciones de masa en química. Estequiometría.
El mol
Molécula
Número
de
Avogadro
de
moléculas
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
El mol
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene
el Número de Avogadro de esa sustancia:
Un mol de He
6.022 x 1023 át de He
Un mol de H2O
6.022 x 1023 moléculas de H2O
Un mol de CH4
6.022 x 1023 moléculas de CH4
La masa(o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en
umas) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia:
M(H2SO4) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2(1.0 uma) + (32.0 uma) + 4(16.0uma) =
98.0 uma
Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98 gramos (98 grs/mol)
M(C6H12O6) = 6(12.0 amu) + 12(1.0 amu) + 6(16.0 amu) = 180 umas
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.
grs/mol
180
Conversionesmol-gramo
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia
sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia:
n=
m
M
¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico ( H2SO4)?
Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que
24,5 grs de H2SO4 x
1 mol de H2SO4
= 0.25 mol de H2SO4
98 grs de H2SO4
2. Relaciones de masa en química. Estequiometría.Composición centesimal
Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de
los elementos presentes en un compuesto.
% elemento =
Ejemplo: H2SO4
masa del
elemento
masa total del
compuesto
Masa molecular = 98 grs
H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs
O = 4 mol x 16 grs/mol = 64
grs
S = 1 mol x 32 grs/mol = 32
grs
x 100
2
%H=
98
64
%O=
98
32
%S=
98
2. Relaciones de masa en química.Estequiometría.
x 100 = 2.04 % de
H
x 100 = 65.3 % de
O
x 100 = 32.65 % de
S
Fórmula empírica
A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse
mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más
simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números
enteros entre los átomos que lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que...
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