Índice de contenido:
- 2.1.1 Concepto de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen
Molar.
- 2.1.2 Número de Avogadro.
- 2.1.3 Composición Porcentual.
- 2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.
- 2.1.5 Fórmula Molecular.
- 2.2.1 Ley de la Conservación de la Masa.
- 2.2.2 Ley de las Proporciones Definidas.
- 2.2.3 Ley de las Proporciones Múltiples.
- 2.2.4 Ley de las Proporciones Recíprocas.
2.1.1 Conceptos de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen Molar.
Mol:
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene
tantos objetos, como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de
12C.
Masa Fórmula:
La
masa fórmula (o masa molar o masa molecular) de un compuesto se define como la
masa promedio de una molécula (o unidad fórmula) de un compuesto. La masa
fórmula resulta de sumar las masas atómicas de todos los átomos que se
encuentran en su fórmula química y tomando en consideración que debe
multiplicarse la masa de cada elemento por la cantidad de átomos de ese
elemento en la fórmula química y el resultado se da en UMA.
Masa Molar:
Se
obtiene utilizando el mismo método que en la masa formula solamente el
resultado se plantea en g/mol.
2.1.2 Número de Avogadro
NUMERO
DE ÁTOMOS = n*6.02x1023 átomos
NUMERO
DE MOLÉCULAS= n*6.02x1023 moléculas
Donde n = número de moles.
2.1.3 Composición Porcentual
Es la proporción que hay de un elemento en un compuesto.
Se determina el porcentaje del Agua (H2O), mediante la fórmula:
2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.
Antes de poder conocer cualquier
fórmula empírica, debemos conocer la composición porcentual de cada elemento
del compuesto, lo podemos encontrar como tal (%) o como los gramos que hay de
los elementos en cuestión. En algunos problemas nos podrán manejar los gramos
de cada elemento, pero siempre será el porcentaje. No es necesario que los
porcentajes o los gramos del elemento sumen 100%.
- ·
Compuestos Covalentes.
Se obtiene simplificando los
subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor
común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C6H12O6)
es CH2O, lo cual indica que, por cada átomo de C, hay dos
átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y sí
son iguales a 1, no se escriben.
- ·
Compuestos Iónicos.
La fórmula mínima o empírica es
la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones
de cada clase en la red iónica. En el Hidruro de Magnesio, hay 2 iones de
Hidruro por cada ion de Magnesio, luego su fórmula empírica es MgH2.
- ·
Compuestos No – Estequiométricos.
Los subíndices pueden ser números
decimales. Así, el Óxido de Hierro (II), tiene una fórmula empírica que varía
entre Fe0.84O y Fe0.95O, lo que indica la
presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
1.2 Dividiremos el porcentaje de cada elemento entre
el peso atómico del elemento en cuestión. En el resultado utilizaremos 4
decimales, porque puede que al utilizar dos el resultado de uno y otro no varié
y necesitamos el de menor valor para el siguiente paso.
- Carbono - 40.9%/12.0107 = 3.4052
- Hidrógeno – 4.58%/1.008 = 4.5436
- Oxígeno – 54.5%/15.9994 = 3.4083
1.3
De los resultados obtenidos, dividiremos todos
los resultados de cada elemento entre el resultado de menor valor. Nota: A
partir de que el primer decimal es 0 o 9 lo pasamos respectivamente al número
menor inmediato o al mayor.
- Carbono – 3.4052/3.4052 = 1(3) = 3
- Hidrógeno – 4.5436/3.4052 = 1.3343(3) =
4.0029 = 4
- Oxígeno – 3.4083/4.4052 = 1.0009 = 1(3)
= 3
1.4 En realidad, el paso número 4 sólo es en casos
donde no todos los resultados del paso anterior salieron con números enteros.
En este caso deberemos multiplicar todos los resultados por el menor número
cuyo resultado sea uno entero, en este caso, por el número 3.
Ahora sí, la fórmula empírica del Ácido Ascórbico es C3H4O3. El resultado de los números enteros corresponde a los subíndices del compuesto.
En el siguiente vídeo verás lo que te hemos explicado de una manera visual y resolverás algunas dudas que te hayan surgido si no nos has entendido.
2.1.5 Fórmula
Molecular.
Es la fórmula
química que indica el número y el tipo de átomos distintos presentes en la
molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una
molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o
compuesto, están formados por moléculas, en el caso de que se trate de
cristales, se habla de su fórmula empírica.
- La fórmula
Empírica nos muestra únicamente la proporción de átomos en un compuesto.
- La fórmula
Molecular, por su parte, nos muestra los átomos que hay en una molécula.
La muestra de lo
antes mencionado con este problema:
- La sulfadiacina, un medicamento de sulfa que se
utiliza en el tratamiento de las infecciones de bacterias, dio el siguiente
resultado después de un análisis: Carbono (48%), Hidrógeno (4%), Nitrógeno
(22.4%), Azufre (12.8%) y Oxígeno (12.8%). Conocemos también que su Masa
Molecular es de 250g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de la sulfadiacina.
1.1
Repetiremos los mismos pasos de la Fórmula Empírica
hasta llegar a ella y nos dará de resultado C10H10N4S1O2.
1.2
Ya que hemos obtenido su fórmula empírica, tendremos
que sacar su masa molecular de la fórmula empírica, la que hemos mencionado en
el problema es la masa molecular, pero de la fórmula molecular. El resultado será
250g/mol.
1.3
Ahora buscaremos el factor de la siguiente
manera: dividiremos la masa molecular de la fórmula molecular entre la masa
molecular de la fórmula empírica en este caso (250g/mol) /
(250g/mol) = 1.
1.4
Multiplicaremos el factor obtenido por los
subíndices de la fórmula empírica y nos dará la fórmula molecular, C10H10N4S1O2.
2.2 Leyes Ponderáles.
Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la
relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción
pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la
balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas
por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones
químicas y al establecimiento de la química como ciencia.
Las leyes ponderáles son 4:
- Ley de La Conservación de la Masa. (Lavoisier).
- Ley de Las Proporcione Definidas. (Proust).
- Ley de Las Proporciones Multiples. (Daltón).
- Ley de Las Proporciones Recíprocas o Ley de Las Proporciones
Equivalentes. (Richter - Wensel).
2.2.1 Ley de Conservación de la Masa.
2.2.2 Ley de las Proporciones
Definidas
(Ley de Proust)
Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida.
Ejemplo: el azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro
2.2.3
Ley de las proporciones múltiples
Dos elementos se pueden combinar entre sí en
más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija
determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros
elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan
entre sí una relación de números enteros sencillos. 
Cuando
dos elementos A y B, son capaces de combinarse entre sí
para formar varios compuestos distintos, las distintas masas de B que se unen a
una cierta masa de A, están en relación de números enteros y sencillos.
- 2.1.1 Concepto de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen Molar.
- 2.1.2 Número de Avogadro.
- 2.1.3 Composición Porcentual.
- 2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.
- 2.1.5 Fórmula Molecular.
- 2.2.1 Ley de la Conservación de la Masa.
- 2.2.2 Ley de las Proporciones Definidas.
- 2.2.3 Ley de las Proporciones Múltiples.
- 2.2.4 Ley de las Proporciones Recíprocas.
2.1.1 Conceptos de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen Molar.
Mol:
Un mol se define como la cantidad de materia que tiene
tantos objetos, como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de
12C.
Masa Fórmula:
La
masa fórmula (o masa molar o masa molecular) de un compuesto se define como la
masa promedio de una molécula (o unidad fórmula) de un compuesto. La masa
fórmula resulta de sumar las masas atómicas de todos los átomos que se
encuentran en su fórmula química y tomando en consideración que debe
multiplicarse la masa de cada elemento por la cantidad de átomos de ese
elemento en la fórmula química y el resultado se da en UMA.
Masa Molar:
Se
obtiene utilizando el mismo método que en la masa formula solamente el
resultado se plantea en g/mol.
2.1.2 Número de Avogadro
NUMERO
DE ÁTOMOS = n*6.02x1023 átomos
NUMERO
DE MOLÉCULAS= n*6.02x1023 moléculas
Donde n = número de moles.
Donde n = número de moles.
2.1.3 Composición Porcentual
Es la proporción que hay de un elemento en un compuesto.
Se determina el porcentaje del Agua (H2O), mediante la fórmula:
2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.
Es una expresión que representa
la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un
compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto.
Por ello es que a veces, e le llama fórmula mínima.
Antes de poder conocer cualquier
fórmula empírica, debemos conocer la composición porcentual de cada elemento
del compuesto, lo podemos encontrar como tal (%) o como los gramos que hay de
los elementos en cuestión. En algunos problemas nos podrán manejar los gramos
de cada elemento, pero siempre será el porcentaje. No es necesario que los
porcentajes o los gramos del elemento sumen 100%.
Existen varios tipos de
compuestos en los que, para sacar su fórmula mínima, se hace de distinta manera
simplificada, pero se puede hacer por una general un tanto más compleja.
- · Compuestos Covalentes.
- · Compuestos Iónicos.
La fórmula mínima o empírica es
la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones
de cada clase en la red iónica. En el Hidruro de Magnesio, hay 2 iones de
Hidruro por cada ion de Magnesio, luego su fórmula empírica es MgH2.
- · Compuestos No – Estequiométricos.
Los subíndices pueden ser números
decimales. Así, el Óxido de Hierro (II), tiene una fórmula empírica que varía
entre Fe0.84O y Fe0.95O, lo que indica la
presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
Pasemos ahora la teoría a la aplicación
de problemas donde requerimos conocer la fórmula mínima.
1.1 Identificar los porcentajes o gramos (en este
caso %), que nos están proporcionando.
1.2 Dividiremos el porcentaje de cada elemento entre
el peso atómico del elemento en cuestión. En el resultado utilizaremos 4
decimales, porque puede que al utilizar dos el resultado de uno y otro no varié
y necesitamos el de menor valor para el siguiente paso.
- Carbono - 40.9%/12.0107 = 3.4052
- Hidrógeno – 4.58%/1.008 = 4.5436
- Oxígeno – 54.5%/15.9994 = 3.4083
1.3
De los resultados obtenidos, dividiremos todos
los resultados de cada elemento entre el resultado de menor valor. Nota: A
partir de que el primer decimal es 0 o 9 lo pasamos respectivamente al número
menor inmediato o al mayor.
- Carbono – 3.4052/3.4052 = 1(3) = 3
- Hidrógeno – 4.5436/3.4052 = 1.3343(3) = 4.0029 = 4
- Oxígeno – 3.4083/4.4052 = 1.0009 = 1(3) = 3
1.4 En realidad, el paso número 4 sólo es en casos
donde no todos los resultados del paso anterior salieron con números enteros.
En este caso deberemos multiplicar todos los resultados por el menor número
cuyo resultado sea uno entero, en este caso, por el número 3.
Ahora sí, la fórmula empírica del Ácido Ascórbico es C3H4O3. El resultado de los números enteros corresponde a los subíndices del compuesto.
En el siguiente vídeo verás lo que te hemos explicado de una manera visual y resolverás algunas dudas que te hayan surgido si no nos has entendido.
Es la fórmula química que indica el número y el tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o compuesto, están formados por moléculas, en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.
1.3
Ahora buscaremos el factor de la siguiente
manera: dividiremos la masa molecular de la fórmula molecular entre la masa
molecular de la fórmula empírica en este caso (250g/mol) /
(250g/mol) = 1.
Ahora sí, la fórmula empírica del Ácido Ascórbico es C3H4O3. El resultado de los números enteros corresponde a los subíndices del compuesto.
En el siguiente vídeo verás lo que te hemos explicado de una manera visual y resolverás algunas dudas que te hayan surgido si no nos has entendido.
2.1.5 Fórmula
Molecular.
Es la fórmula química que indica el número y el tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o compuesto, están formados por moléculas, en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.
- La fórmula Empírica nos muestra únicamente la proporción de átomos en un compuesto.
- La fórmula Molecular, por su parte, nos muestra los átomos que hay en una molécula.
La muestra de lo
antes mencionado con este problema:
- La sulfadiacina, un medicamento de sulfa que se utiliza en el tratamiento de las infecciones de bacterias, dio el siguiente resultado después de un análisis: Carbono (48%), Hidrógeno (4%), Nitrógeno (22.4%), Azufre (12.8%) y Oxígeno (12.8%). Conocemos también que su Masa Molecular es de 250g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de la sulfadiacina.
1.1
Repetiremos los mismos pasos de la Fórmula Empírica
hasta llegar a ella y nos dará de resultado C10H10N4S1O2.
1.2
Ya que hemos obtenido su fórmula empírica, tendremos
que sacar su masa molecular de la fórmula empírica, la que hemos mencionado en
el problema es la masa molecular, pero de la fórmula molecular. El resultado será
250g/mol.
1.3
Ahora buscaremos el factor de la siguiente
manera: dividiremos la masa molecular de la fórmula molecular entre la masa
molecular de la fórmula empírica en este caso (250g/mol) /
(250g/mol) = 1.
1.4
Multiplicaremos el factor obtenido por los
subíndices de la fórmula empírica y nos dará la fórmula molecular, C10H10N4S1O2.
Ejemplo: el azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro
Dos elementos se pueden combinar entre sí en
más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija
determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros
elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan
entre sí una relación de números enteros sencillos.
2.2 Leyes Ponderáles.
Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la
relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción
pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la
balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas
por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones
químicas y al establecimiento de la química como ciencia.
Las leyes ponderáles son 4:
- Ley de La Conservación de la Masa. (Lavoisier).
- Ley de Las Proporcione Definidas. (Proust).
- Ley de Las Proporciones Multiples. (Daltón).
- Ley de Las Proporciones Recíprocas o Ley de Las Proporciones Equivalentes. (Richter - Wensel).
2.2.1 Ley de Conservación de la Masa.
(La enunció Lavoisier en 1789)
La
masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la
misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción.
2.2.2 Ley de las Proporciones
Definidas
(Ley de Proust)
(Ley de Proust)
Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida.
Ejemplo: el azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro
2.2.3
Ley de las proporciones múltiples
(Dalton)
Dos elementos se pueden combinar entre sí en
más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija
determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros
elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan
entre sí una relación de números enteros sencillos.
2.2.4
Ley de las proporciones reciprocas.
(Ritcher)
Para finalizar te mostramos éste vídeo donde te explicarán de manera oral y visual las leyes ponderáles para un mejor entendimiento.
¡Gracias por entrar, esperando que te haya ayudado en tus tareas de química!
Autores:
Alumnos de 3° "C".
- Nataly Andrade González.
- José Andrés González Aguilar.
- Leticia Moserrat Rodríguez Jímenez.
Profesora:
Ing. Q. Hilda Lucia Cisneros López.
Institución:
Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra, Universidad de Guanajuato.
