química


Tema 1 Cálculos en Química
1. Conceptos de química
1.1 Mol (mol): es la unidad de cantidad de sustancia en el SI. Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas partículas (moléculas, átomos, iones....) elementales como átomos hay en 12 g del isótopo carbono-12.
Este número de entidades elementales resulta ser 6,022 ⋅1023 mol-1 y se conoce como número deAvogadro (NA).

1mol  6,022 ⋅1023 (moléculas, átomos, iones....)

Por tanto podemos definir también el mol como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene el número de Avogadro de partículas elementales.
A la unidad mol se suele añadir el tipo de partículas elementales de que se trata.

1.2 Masa molar (M) es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc. Se expresa en kg/mol oen g/mol.
El valor numérico de la masa molar (M) coincide con el valor numérico de la masa atómica (Ar), molecular (Mr) o iónica.
Ar (Fe): 55,8, Ar (C ): 12,0 , Ar (Cl): 35,5
M (Fe) : 55,8 g/mol
M (CCl₄): 154 g/mol

n =


Actividades:
1. Halla la cantidad en mol de sustancia que hay en 36 g de las siguientes sustancias: metano (CH4),calcio (Ca), ácido sulfúrico (H2SO4).
2. ¿Qué masa hay en 0,2 mol de cada una de las sustancias de la actividad anterior?
3. ¿Cuántas moléculas hay en una gota de rocío cuya masa es de 0,9 mg? Si distribuyésemos esas moléculas entre los 6000 millones de habitantes de la Tierra, ¿cuántas moléculas corresponderían a cada uno? (5,02·109 moléculas)
4. . Indica cuál de las siguientes cantidadestendrá mayor número de átomos: 20 g de hierro, 20 g de azufre, 20 g de oxígeno molecular.
5. . ¿Cuántos átomos de cada clase hay en 0,3 g de ácido carbónico (H2CO3)? (8,74·1021 átomos de oxígeno)
6. ¿Cuántos átomos de fósforo hay en 0,25 moles de P205? (3,01 ∙1023 át de P.)
7. Se tienen 8,5 gramos de amoniaco y eliminamos 1,5∙10 23 moléculas. Calcular: a) ¿cuántos moles de amoniaco quedan?;b)¿cuántas moléculas de amoníaco quedan?; c)¿cuántos gramos de amoniaco quedan?;d) ¿cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?
(Sol: a) 0,25 moles;b) 1,5 1023 moléculas;c) 4,25 g;d) 0,75 moles)
8. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en: a) 2 moles de oxígeno gas ; b) 4 moles de átomos de oxigeno ; c) 24,09.1023 átomos de oxígeno; d) 12,045.1023 moléculas de oxigeno. (Sol: 64g)
9. Calcula elnúmero de átomos en: a) 2 moles de metano; b) 73 g de cloro gas c) 3 moléculas de HIO; d) 222 g de hierro.
(Sol: a) 4,818∙1024; b) 1,2044∙1023; c) 9; d) 2,40∙1024)
10. Calcula la masa en gramos de: a) 6∙1024 moléculas de amoniaco; b) 4 moles de sodio; c) 3∙1020 átomos de yodo; d) 1 molécula de nitrógeno; e) 1 átomo de fósforo
(Sol: a) 169,38; b) 92; c)0,0633, d) 2,325∙10-23; e) 5,148∙10-23)



































2 Tipos de fórmulas para el compuesto químico

.
La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real. (C2H5)
La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto.Es la fórmula real. (C4H10)

Ejemplo: Calcula la fórmula empírica y molecular de una sustancia cuya composición centesimal es: 0,8 % de H; 36,5 % de Na; 24,6% de P, y 38,1 % de O. La masa molar del compuesto es 369 g/mol.

1) Cálculo de los moles de cada elemento a partir de la composición centesimal, considerando 100 g de compuesto: n=
H: = 0,8 mol de H
Na: = 1,59 mol de Na
P:= 0,79 mol de P
O888888: = 2,38 mol de O
2) Dividir por el más pequeño para obtener número enteros sencillos, si el resultado de algún elemento da con x,5 se multiplicará por dos todos los elementos:
H: 0,8 mol de H  = 1 mol de H
Na: 1,59 mol de Na  = 2 mol de Na
P: 0,79 mol de P  = 1 mol de P
O: 2,38 mol de O  = 3 mol de O
Fórmula empírica: Na2HPO3...