Tema1EstequiometriaCompuesto12011

UNIVERSIDAD DE CARABOBO. FACULTAD DE INGENIERÍA ESTUDIOS BÁSICOS. DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Asignatura: QUIMICA I Código: QM2B01 Sección: Nº Alumnos Inscritos:

Semestre Lectivo: 1 -2011. Desde: 11 / 04 / 2011 Hasta: 30 / 07 / 2011 Horas/semanas: 04 Profesor: Jhonny Medina Firma:

TEMA Nº 1.-ESTEQUIOMETRÍA DE COMPUESTOS. CONTENIDO DEL TEMA. Concepto de Química. Materia Homogénea y Heterogénea. Elementos y Compuestos. Símbolos y Fórmulas. Átomo. Partículas Fundamentales: protones, protones, electrones y neutrones. Número Atómico, Número de Masa. Isótopos. Iones Monoatómicos. Unidad de Masa Atómica. Peso Atómico, Peso Molecular, Peso Fórmula. Mol. Número de Avogadro. Masa Molar. Correlaciones. Composición Porcentual. Fórmula Empírica y Fórmula Molecular.

1.- CONCEPTO DE QUÍMICA: Es la ciencia que estudia principalmente la composición, estructura, propiedades y cambios que experimenta la materia. La química tiene amplia relación con otras ciencias: En la Medicina a diario se descubren nuevas sustancias que son probadas para prevenir o curar una enfermedad, siguiendo algunas rutas de síntesis elaboradas con ayuda de las siguientes ramas de la Química: Orgánica, Analítica, Inorgánica, entre otras. Para la Física ha resultado importante el conocimiento de la estructura interna de los elementos o de las propiedades de los materiales. En la Arqueología mediante la prueba con Carbono 14 un elemento radiactivo, se determinan las fechas de existencia de civilizaciones pasadas. En la Astronomía la Química ha ayudado a conocer la composición de cometas, planetas o estrellas mediante técnicas de análisis. En las Matemáticas ha proporcionado las herramientas para establecer la relación o combinación de los elementos en un compuesto así mismo para realizar cálculos en las reacciones químicas. En la Biología, la Química ha proporcionada herramientas para determinar la composición de las proteínas, aminoácidos o del ADN, así como la descripción de los procesos de metabolismo mediante el cual las sustancias se transforman en los organismos. Un ejemplo de ello sería la transformación que sufre la energía solar que es capturada por las plantas durante la fotosíntesis.

Actividad 1: Señale la relación e importancia de la Química en la Ingeniería. 1.1.- Ramas de la química: 

Química Orgánica: La que estudia especialmente los compuestos del carbono.



Química Inorgánica: Es el estudio de todos los compuestos y elementos que no son orgánicos, sus reacciones y

propiedades. 

Química Industrial: Comprende la producción de sustancias químicas básicas y de artículos básicos tales como

plástico, fertilizantes y drogas. Interviene en la producción de alimentos preparados.

Tema 1: Estequiometria de Compuestos. 

Bioquímica: Estudio de las reacciones químicas en los seres vivos, como la utilización de los alimentos que

contienen energía y la síntesis de los organismos que están activos en los seres vivos. 

Química Medica: Es la química que a través de procesos químicos crea diferentes sustancias para el mejoramiento

de la medicina. 

Química Ambiental: Es la rama de la química que se encarga de lo que sucede entre la química y la naturaleza.

Trata también de crear productos que ayudan a la naturaleza. 

Química Cosmética: Es la química que ayuda con lo que se refiere a la cosmética, tal como se pueden mencionar

artículos de belleza, como perfumes maquillajes etc. 

Química Nuclear: Es la rama de la química que estudio la parte intima de la materia y las reacciones en las cuales

intervienen los núcleos núcleos de los átomos. Estudia Estudia los procesos y fenómenos de radiación radiación nuclear ya sea provocada provocada o espontánea.

Actividad 2: Describa otras ramas de la Química. 2.- MATERIA: Definición y Clasificación: Clasificación: 2.1.- Definición de Materia: Es el componente físico del universo; es todo aquello que ocupa espacio y posee masa. 2.2.- Clasificación de la Materia: Según la propiedad que se utilice, pueden establecerse diversas clasificaciones de la materia. Así:

2.2.1.- Según su apariencia, puede ser: Homogénea o Heterogénea. Donde: 

Materia Homogénea: Es aquella en la que sus partículas están colocadas de forma uniforme y su composición se

mantiene constante en cualquiera de sus partes. Los componentes no pueden ser distinguidos ni por el ojo humano ni por un microscopio convencional. Por ejemplo el agua o el azúcar. 

Materia Heterogénea: Es aquella en la que la distribución de sus partículas no es uniforme y por lo tanto la

composición en todos sus puntos no es la misma. Los componentes pueden ser distinguidos tanto por el ojo humano como por un microscopio poco potente. Por ejemplo la sangre o el granito. Un material heterogéneo es una mezcla y cada porción homogénea de la misma constituye, desde el punto de vista químico, una FASE.

2.2.2.- Según su Estado Físico, puede ser: Sólido, Líquido o Gas. Donde: 

Un Solido es una porción de materia que tiene forma y volumen prácticamente constante.



Un Líquido es una porción de materia cuyo volumen es prácticamente constante y su forma es variable,

adaptándose a la del recipiente que lo contiene. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Un Gas es una porción de materia cuyo volumen y forma son variables, adaptándose completamente a la del

recipiente que lo contiene.

2.2.3.- Según su Composición, puede ser: Sustancia Pura o Mezcla Donde: 

Sustancia Pura: aquella que tienen una composición fija, uniforme e invariable, y sus propiedades químicas y

físicas son las mismas sin importar su procedencia. pr ocedencia. Es decir, un sustancia pura es aquella que tiene un solo componente; no puede descomponerse en otras sustancias por métodos físicos y son todas homogéneas (uniformes en su composición y propiedades) Dado que se comportan en el aspecto químico siempre de la misma forma se las llama también ESPECIES QUÍMICAS. Para dar una definición más completa, diríamos que las sustancias puras o especies químicas son las moléculas, átomos, iones o sus agrupaciones que pueden existir separadamente en un sistema

Las sustancias puras pueden ser: a) Elementos: aquellas sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples por métodos químicos ordinarios.

EN LA ACTUALIDAD SE CONOCEN UNOS 105 ELEMENTOS QUE SE ENCUENTRAN ORDENADOS DE ACUERDO CON SUS PROPIEDADES QUÍMICAS EN LA TABLA O SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. Los elementos se pueden clasificar genéricamente como NO METALES (aquellos que pueden tener números de oxidación negativos) o bien como METALES (el resto).

Un Símbolo es la representación abreviada de un elemento. Está formado por una o dos letras, la primera mayúscula y la segunda minúscula. El símbolo puede representar el elemento en sí, un átomo del mismo o un átomo gramo: así, Fe es hierro, un átomo de hierro o bien un átomo-gramo de hierro.

b) Compuestos: aquellas sustancias formadas por la unión química de varios elementos, que entran en proporciones fijas, y cuyas propiedades físicas y químicas son diferentes a las de sus componentes. Los compuestos pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios dando otras sustancias más simples. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Tema 1: Estequiometria de Compuestos.

Una Fórmula es la representación abreviada de un compuesto. En ella se representan como mínimo los símbolos de los elementos que forman parte de dicho compuesto afectados por unos subíndices que nos indican el número de átomos de cada elemento que existen e xisten en la molécula. Según las características que se indiquen, podemos tener varias clases de f órmulas: 

Empírica Indica cuales elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero

no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. En el caso del agua oxigenada: (HO) 

Molecular es aquella que indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad

más pequeña de una sustancia. Así, H2 es la formula molecular del hidrogeno, O 2 representa al oxigeno, O 3 es el ozono y H2O representa al agua. El subíndice numérico indica el número de átomos de cada elemento que están presentes. En el caso del agua no aparece un subíndice para el O debido a que solamente hay un átomo de oxigeno en una molécula de agua: de esta manera se omite el subíndice “uno” de las formulas.

En el caso del agua oxigenada: H2O2.



importantes de la molécula de ese compuesto: HOOH Semidesarrollada cuando se representan los enlaces más importantes



Estructural o desarrollada cuando se representan todos los enlaces existentes en la molécula de ese compuesto: H-O-O-H.



Espacial Cuando se representan todos los enlaces pero orientados en el espacio. Esta representación es

especialmente interesante en Química Orgánica.

Modelos de moléculas. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Mezcla: es una porción de materia formada por la reunión de varias sustancias puras (elementos y/o compuestos)

que entran en proporciones variables, mantienen sus propiedades y pueden separarse por métodos físicos ordinarios. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. A las mezclas homogéneas se las llama SOLUCIONES.

Clasificación de la materia. 

PROPIEDADES FÍSICAS: Son aquellas que no provocan cambios en la identidad química de la sustancia., tales

como: el color, olor, sabor, solubilidad, densidad, conductividad del calor y de la electricidad, brillo, dureza, maleabilidad, ductilidad, punto de fusión, punto de ebullición, entre otras. 

PROPIEDADES QUÍMICAS: Son aquellas que nos indican la forma como una sustancia puede convertirse en

otra, es decir que, implica cambios en la identidad química química de la sustancia. 

CAMBIOS FÍSICOS: Son aquellos que no provocan la creación de nuevas sustancias; es decir que, no existe

cambio en la composición de la nuestra que se está considerando. 

CAMBIOS QUÍMICOS: Llamados también reacciones químicas hacen que una sustancia se convierta en otra. Actividad 3. Seleccione la proposición correcta.

1.- Una mezcla es: A - Un sistema homogéneo formado por varios componentes, que entran en proporciones variables y que conservan sus propiedades. B - Un sistema material formado por la unión química de varios elementos, que entran en proporciones fijas, y cuyas propiedades son diferentes a las de sus componentes. C - Un sistema material formado por varios componentes que entran en proporciones variables y que conservan sus propiedades características. D - Todo sistema material formado por varios componentes que entran en proporciones fijas y que conservan sus propiedades características.

Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Tema 1: Estequiometria de Compuestos. 2.- Todo material homogéneo resultante de la mezcla de varios componentes recibe el nombre de: A - Sistema homogéneo. B - Mezcla C - Sustancia pura. D - Disolución.

3.- En cada proposición se ha hecho coincidir un producto con una característica, señale la secuencia que considere correcta. A - Sulfato de cobre ... mezcla heterogénea heterogénea de azufre y cobre. B - Agua destilada ..... elemento puro. C - Cobre ................... sustancia pura. D - Aire ...................... ...... ................ compuesto formado por la combinación de nitrógeno y oxígeno.

4.- En cada proposición se ha hecho coincidir un material con una característica. Señale la secuencia que considere correcta: A - Sulfuro de zinc ............ ....... ..... mezcla heterogénea de azufre y zinc B - Agua destilada ............ ........ .... elemento puro C - Acero .......................... mezcla homogénea de hierro y carbono D - Aire ...................... ...... ....................... ....... Compuesto formado por la combinación de nitrógeno y oxígeno

5.- En un laboratorio sometemos a una serie de sustancias a distintos ensayos, con el fin de conocer si son elementos o compuestos. De las siguientes proposiciones señale aquella aquell a que considere correcta. a) Se mezclaron dos gases, A y B, y se formaron cristales finos de una sustancia, C. Con esta información podemos asegurar que C es un compuesto y que los gases A y B son elementos. b) Una sustancia, D, pura y blanca, sometida a calentamiento, formó un gas incoloro y un sólido púrpura. Con esta información podemos asegurar que D es un compuesto. c) Una sustancia pura, E, presenta el siguiente comportamiento: punto de fusión=5,51/C; punto de ebullición = 80,1/C; arde en oxígeno y produce agua y dióxido de carbono. Con estos datos podemos afirmar que la sustancia E es un elemento. d) En ninguna de las proposiciones anteriores se ha razonado correctamente.

6.- En un sistema heterogéneo, cualquiera de las partes que pueden distinguirse en él tal que tenga una composición y propiedades iguales en toda ella se le llama: A - Componente del sistema. B - Fase del sistema. C - Elemento. D - Compuesto.

7.- Señale la afirmación que considere correcta: a) Los compuestos son sustancias puras. b) Todas las sustancias puras son elementos. c) Todo compuesto es una mezcla de elementos en proporciones fijas. d) Todo compuesto se descompone fácilmente en los elementos que lo integran cuando es sometido a un proceso normal de purificación.


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Tema 1: Estequiometria de Compuestos. 8.- Indique cual de las siguientes proposiciones describe un cambio físico: A - La madera arde B - El hierro se oxida C - El alcohol se evapora D - La plata se oscurece expuesta al aire

9.- Señale la proposición que considere correcta: a) La descomposición de un compuesto en sus elementos es una transformación química. b) Todo proceso en el que no haya intercambio de energía es un proceso físico. c) Generalmente todo proceso ya sea físico o químico va acompañado de un efecto energético. d) La separación de agua y sulfato de cobre disuelto es un proceso químico.

10.- La materia puede definirse como: A - Todo aquello que tiene masa y ocupa espacio. B - Todo aquello que tiene peso y masa. C - Todo aquello que ocupa espacio. D - Todo aquello que tiene volumen y ocupa espacio.

11.- Cuando tenemos una porción de materia y efectuamos sobre ella una transformación tal que solamente podemos realizarla una vez ya que se destruye dicha materia, podemos decir que: A - Hemos realizado una descomposición térmica de la materia. B - Hemos realizado una transformación transformación física. C - Hemos realizado una transformación transformación química. D - Hemos realizado una transformación fisicoquímica.

12.- Cuando tenemos una porción de materia y efectuamos sobre ella una misma transformación dos veces seguidas, podemos decir que: A - Hemos realizado una transformación isotérmica isotérmica e isobárica B - Hemos realizado una transformación transformación física. C - Hemos realizado una transformación química. química. D - Hemos realizado una transformación fisicoquímica.

13.- Una sustancia pura o especie química puede definirse como: A - Cualquier sistema material formado por una sustancia que no contiene impureza alguna. B - Todos T odos aquellos átomos, iones o sus agrupaciones que pueden p ueden encontrarse separadamente en un sistema. C - Cualquier fase que pueda encontrarse en un sistema material. D - Cualquier fase de composición y propiedades idénticas para toda ella que pueda existir en un sistema homogéneo.

14.- Un elemento es: A - Es aquella sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos químicos ordinarios B - Es aquella parte de la materia de composición y propiedades fijas. C - Es aquella sustancia formada por uno o varios átomos iguales D - La parte más pequeña en que puede dividirse la materia por métodos físicos ordinarios.

15.- Un compuesto es: Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Tema 1: Estequiometria de Compuestos. A - Una sustancia formada por la unión química de varios elementos en proporciones fijas cuyas propiedades son diferentes a las de sus componentes. B - La sustancia formada por la unión química de varios elementos C - Una U na sustancia formada por la unión química de varios elementos en proporciones fijas tal que conserva las propiedades de sus componentes. D -Una sustancia que se obtiene por la unión física de varios elementos en proporciones fijas cuyas propiedades son diferentes a las de los elementos que lo componen.

3.- ÁTOMOS Y MOLÉCULAS: 3.1.- Definición de Átomo: es la parte más pequeña de la materia que puede intervenir en un proceso químico. También podemos definirlo como la parte más pequeña en que puede dividirse un elemento conservando sus propiedades.

3.2.- Definición de Molécula: es la parte más pequeña en que puede dividirse un compuesto conservando sus propiedades. Las moléculas están formadas por varios átomos iguales o diferentes. Solamente las moléculas de los gases nobles están formadas por un solo átomo.

3.3.- TEORIA ATOMICA 3.3.1.- Partículas Fundamentales del Átomo: Antes de 1800, se pensaba que la materia era continua, es decir que podía ser dividida en infinitas partes más pequeñas sin cambiar la naturaleza del elemento. Sin embargo, alrededor de 1803 ganó aceptación la teoría de un científico inglés llamado John Dalton (1766-1844). Al dividir una muestra de cobre en trozos cada vez más pequeños, finalmente se encuentra una unidad básica que no puede ser dividida sin cambiar la naturaleza del elemento. Esta unidad básica se llama Átomo. Un átomo es la partícula más pequeña que puede existir de un elemento conservando las propiedades de dicho elemento. A continuación conoceremos los diferentes modelos atómicos

Modelos atómicos a) Demócrito Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuáles llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a finales del siglo dieciocho comenzaron a ser aceptadas.


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b) Dalton En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas modernas acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la Teoría Atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar: 1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un elemento dado tienen propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros compuestos 3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, ni destruirse o transformarse en átomos de otros elementos. 4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija. 5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse experimentalmente, ya que se basaron en limitadas observaciones experimentales de su época Aún con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la Teoría Atómica Moderna.

c) Modelo de Thomson En 1898, el ingles Joseph John Thomson propuso un modelo para la estructura del átomo al que llamaron “budín de pasas “. Thomson estableció la hipótesis, de que los átomos

estaban formados por una esfera de carga

eléctrica positiva distribuida de manera uniforme, en cuyo interior se encontraban los electrones en movimiento en cantidad de igual al número de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.

El átomo de Thomson.


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d) Modelo atómico de Rutherford El modelo atómico de Rutherford, modelo o teoría sobre la estructura del átomo propuesto por el físico Ernest Rutherford (1911) mantenía el planteamiento de Joseph Thomson sobre que los átomos poseen electrones y protones, pero sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y la corteza. Los protones y neutrones que tienen mayor masa se encuentran en un núcleo muy pequeño, lo que significa que el núcleo contiene toda la carga positiva y la masa del átomo. En la corteza, que rodea al núcleo, se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares o elípticas, dichos electrones tienen una masa mucho más pequeña y ocupan la mayor parte del volumen del átomo

El átomo de Rutherford.

e) Modelo atómico de Bohr Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases, describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. Bohr supuso que los electrones debían hallarse en órbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad y con determinada energía. Si el electrón absorbe energía saltará a una órbita de mayor energía más alejada del núcleo, si emite energía, el electrón caerá a una órbita más cercana al núcleo. En resumen, mientras en el modelo de Rutherford los electrones pueden girar alrededor del núcleo en órbitas de un radio cualquiera, en el modelo de Bohr sólo son permitidas ciertas órbitas, las que coinciden con los valores energéticos de los electrones; por esta razón se dice que los electrones se encuentran en determinados niveles de energía (n) que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Representación de los orbitales en el átomo de Bohr.

Para la década de 1930 había numerosas pruebas de que los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas. Se ha descubierto más de 100 partículas subatómicas, pero muchas de ellas duran menos de un segundo. Las partículas fundamentales de un átomo son constituyentes básicos de cualquier átomo. El átomo, á tomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las interacciones químicas. El átomo es eléctricamente neutro; es decir, el número de electrones fuera del núcleo es igual a número de protones dentro de él La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente tabla.

La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del neutrón. La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del electrón. Procederemos a estudiar estas partículas con mayor detalle. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Electrón: Partícula localizada fuera del núcleo atómico, es la unidad de carga eléctrica negativa, su masa es igual a

9,1x10-28gramoss. John Thomson en 1897 los descubrió y midió la relación carga-masa del electrón (e/m). 

Protón: Partícula subatómica ubicada en el núcleo con carga igual a la del electrón pero de signo contrario; junto

con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos, su masa es 1,67x10 -24gramos. Fue descubierto por Eugene Goldstein en 1886; el nombre del protón fue dado por Thomson. La masa de un protón es aproximadamente 1,836 veces la del electrón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo. 

El Neutrón: Partícula neutra, sin carga eléctrica localizada en el núcleo atómico, su masa es de 1,7x10 -24 gramos,

un poco superior a la del protón. Su existencia fue sugerida en 1920 por tres físicos de tres países distintos: Rutherford, Masson y Harkins, pero sólo a fines de 1932 fue descubierto por el físico Inglés James Chadwik.

3.3.2.- Número Atómico y Número Másico: a) Número Atómico: Químicamente Químicamente se define el número atómico como la cantidad de protones existente en el núcleo de un átomo determinado, se representa por (Z). La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico. El número atómico es el número de orden de los elementos en la tabla periódica; así tenemos que el elemento químico más sencillo, el hidrógeno, tiene como número atómico Z=1; es decir, posee 1 protón y 1 electrón, el helio tiene como número atómico Z=2; es decir, posee 2 protones y 2 electrones, el hierro tiene como número atómico Z=26, lo que equivale a 26 protones y 26 electrones. Por lo tanto, en un átomo neutro, el número de protones (Z) es igual al número de electrones.

b) Número másico: El número másico es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento y se representa con la letra (A). Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen protones y neutrones. El número de masa está dado por: Número de masas = número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones.

A = Z + no Para encontrar el número de neutrones de un átomo, se despeja de la ecuación anterior:

no = A – Z


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c) Isótopos: Átomos de un mismo elemento que poseen el mismo número atómico (igual número de protones), pero distinto número másico; es decir diferente número de neutrones en su núcleo. La representación convencional de los isótopos es:

Donde: A = Número másico Z = Número Atómico X= Símbolo del elemento Por ejemplo, el hidrógeno normal tiene un protón en el núcleo con un electrón girando alrededor se le conoce por ese motivo como protio, existe otro isótopo del hidrógeno el deuterio, que tiene un neutrón por lo tanto, si tiene un protón y un neutrón su número másico es 2, pero su número atómico sigue siendo 1, hay otro isótopo del hidrógeno, el tritio, que tiene número másico 3: posee dos neutrones y un protón.

Otro ejemplo de isótopos es el del Uranio, con número de masa 235 y 238 respectivamente, que son los siguientes:

El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y en bombas atómicas, mientras que el segundo carece de las propiedades necesarias para tener tales aplicaciones. Con excepción del hidrógeno, que tiene un nombre diferente para cada uno de los isótopos, los isótopos de los demás elementos se identifican por su número de masa. Así los isótopos anteriores se llaman: Uranio-235 y Uranio-238.


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Ejemplo para determinar la cantidad de protones, electrones y neutrones existente en los diferentes isótopos del átomo de Carbono. Símbolo

Número Atómico (Z)

Número de masa (A)

Protones

Electrones

Neutrones

=Z

= Protones

=A-Z

6

12

6

6

12 - 6 = 6

6

13

6

6

13 - 6 = 7

6

14

6

6

14 - 6 = 8

Actividad 4. Complete la siguiente tabla con la información suministrada.

d) Iones Monoatómicos: es una especie química de un solo átomo que tiene una carga neta positiva o negativa. Se producen cuando los átomos pierden o gana electrones. La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ión con carga neta positiva. Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+

Por otra parte, un anión es un ión cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones. Por ejemplo, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón para formar el ión cloruro Cl-

Es importante hacer notar que en los iones el número de protones y de neutrones, del núcleo permanecen igual al del átomo del cual ellos provienen. La representación convencional de los iones monoatómicos es: Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Donde: A = Número másico Z = Número Atómico X= Símbolo del elemento Carga = Número de electrones ganados o perdidos por el átomo. Ejemplo para determinar la cantidad de protones, electrones y neutrones existente en diferentes iones monoatómicos. Símbolo

Número Atómico (Z)

Número de masa (A)

Carga neta Protones

Electrones

Neutrones

=Z

= Protones – carga neta

=A-Z

15

31

3-

15

15 – (3-) = 18

31 - 15 = 16

24

54

3+

24

24 – (3+) = 21

54 - 24 = 30

Actividad 5. Complete la siguiente tabla con la información suministrada.

4.- UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma): llamada también Dalton, se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y seis neutrones. Al fijar la masa del carbono-12 como 12 uma, este átomo se utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos.

4.1.- Masa Atómica: es el número de veces que la masa de un átomo contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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4.1.1.- Masa Atómica Media: llamada también Peso Atómico es la media ponderada de las masas atómicas de todos los isótopos de un mismo elemento. Los elementos están compuestos por átomos que tienen diferente masa atómica, debido a que en su núcleo tienen diferente número de neutrones; son los isótopos, aunque no están todos en la misma proporción. Debido a ello, para determinar la masa atómica de un átomo medio, debe calcularse la media aritmética de las masas atómicas de todos los isótopos de un mismo elemento teniendo en cuenta la proporción en que se encuentra cada uno. Esta masa atómica media recibe el nombre de peso atómico ya que aunque realmente sea una masa no un peso, la IUPAC acordó adoptar por convenio el nombre de peso atómico o molecular para indicar esas masas medias de los átomos o moléculas, lo cual en la tierra no tiene excesiva importancia práctica, ya que, por ejemplo, una masa de 1 Kg (unidad del S.I.) tiene un peso de 1 Kg (unidad del sistema terrestre).

Donde: A = masa atómica del elemento natural; Ai = masa atómica de cada isótopo, y xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla.

Ejemplo: La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que la abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag =44%. Deduzca el peso atómico de la plata natural.

Actividad 6. Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%.

4.2.- Masa Molecular: es el número de veces que la masa de una molécula contiene a la doceava parte de la masa de un átomo de C-12. Es igual a la suma de las masas atómicas de todos los átomos que componen dicha molécula.

4.2.1.- Masa Molecular Media: llamado también Peso Molecular, es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos que componen una molécula. Por ejemplo, el ácido sulfúrico tiene de fórmula: H 2SO4, por lo que su peso molecular será la suma de los pesos atómicos de 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno: Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Símbolo Numero de átomo Peso atómico Operación Resultado H

2

1,01

2 x1,01

2,02

S

1

32

1x 32

32

O

4

16

4x16

64

Peso molecular del H 2SO4 98,02 uma Como acabamos de calcular, el peso molecular de este ácido es 98, lo cual quiere decir que la masa de una molécula de este ácido es de 98 uma.

4.2.2.- Peso Fórmula: El peso fórmula (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. Por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl, tiene un peso fórmula de 58.44 uma. Este compuesto es iónico, así que estrictamente la expresión “peso molecular de NaCl” no tiene significado. El peso molecular y el peso fórmula calculados a partir de la fórmula molecular de una

sustancia son idénticos. Actividad 7. Calcule el peso molecular y/o el peso formular de los siguientes compuestos: i) CaO ii)Al2O3 iii) FeO iv) Fe2O3 v) K2MnO4 vi) CaSO4 vii) Fe(NO3)3 viii) KHMnO4 ix)NaHCO3 x) Al(HCrO4)3

4.3.- Concepto del Mol: El mol es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12. Este número se denomina

número de Avogadro (NA), en honor al científico Italiano Amadeo Avogadro, el valor comúnmente aceptado es: NA = 6,022x10 23

NA= número de Avogadro

Un mol siempre contiene el mismo número de partículas, sin importar de qué sustancia se trate, por ejemplo un mol de sodio (Na) contiene el mismo número de átomos que un mol de hierro (Fe), es decir:

1 mol = 6.02x1023 partículas Cuando se usa el término mol, debe especificarse el tipo de partículas elementales a que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas, o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos de átomo-gramo (masa atómica expresada en gramos que contiene un mol de átomos de ese elemento),


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molécula-gramo (masa expresada en gramos que contiene un mol de moléculas de ese compuesto) han sido sustituidos actualmente por el término mol.

4.3.1.- Masa Molar: La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de la sustancia. El carbono-12 tiene, por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa molar en gramos por mol es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa atómica. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es de 18 uma, por lo que su masa molar es 18 gramos.

Actividad 8. i) Calcule la masa molar del 2,4.6 trinitro tolueno (TNT) C 7H5 (NO2)3 ii) Calcule la masa molar del sulfato de cobre pentahidratado CuSO4 .5H2O

4.4.- Correlaciones: Las conversiones entre masas, moles y número de partículas (átomos, iones, molécula, unidades fórmulas) se encuentran frecuentemente en los cálculos químicos. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios: a) Determine la cantidad de moles de C6H12O6 que hay en 538 gramos de esta sustancia.

Resolución: Sabiendo que un mol de C 6H12O6 tiene una masa de 180 gramos podemos establecer la relación entre moles y gramos, para calcular lo referente re ferente a este problema, pudiendo resolver así el correspondiente factor unitario.

b) ¿Cuántos gramos de NaHCO3 hay en 0,0605 moles de esta sustancia?

Resolución: Para calcular lo referente a este problema es necesario establecer la relación entre moles y gramos. Para esto es necesario determinar la masa molar del NaHCO3 para luego aplicar y resolver el correspondiente factor unitario.

c) Cuantos átomos de hidrógeno hay en 25,6 gramos de urea [(NH 2)2CO], que se utiliza como fertilizante, como alimento para animales y en la manufactura de polímeros? Masa molar de la urea es 60,06 g.


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Resolución: Sabiendo que un mol de urea tiene una masa de 60,06 gramos y que un mol de átomos es equivalente a 6,022X1023 átomos podemos establecer la relación entre moles, gramos y átomos, para calcular lo referente a este problema, pudiendo resolver así los correspondientes factores unitarios.

Actividad 9. I) En una cucharada de azúcar (C12H22O11) caben 3,5 gramos. Calcular: a) el número de moles y de moléculas de azúcar que hay en una cucharada. b) Número de átomos de carbono que tiene esa cucharada.

5.- COMPOSICIÓN PORCENTUAL: es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene a partir de la fórmula del compuesto al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.

Por ejemplo, una molécula de metano CH 4 contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH 4 contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos átomos de hidrógeno.

El tanto por ciento (porcentaje) es la porción del elemento dividida por el total del compueso y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100).

Actividad 10. i) Determine la composición porcentual de cada elemento en el siguiente compuesto C 2H4O2 ii) Una muestra de 50 gramos de calcopirita contiene 28 gramos de CuFeS2. ¿Cuál es el porcentaje de cobre en la calcopirita?

6.- FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR: Recordemos que La Fórmula Molecular es aquella que indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia, y la Formula Empírica es la que indica cuales elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero no necesariamente indica el número real de átomos en una molécula determinada. A continuación se muestra un esquema esquema que nos ayudará a determinar la formula empírica empírica y molecular de un compuesto. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Ejemplo: Una muestra de un compuesto de nitrógeno (N) y oxígeno (0) contiene 1.52 g de N y 3.47 g de O. Se sabe que la masa molar de este compuesto es 92 gramos. Determine la fórmula molecular del compuesto.

Resolución: 1.- Se determinan los moles de cada elemento:

2.- Se dividen los resultados obtenidos entre el valor más pequeño, 0,108.

3.- Con los números entero obtenidos se escribe la formula f ormula empírica del compuesto.

Formula empírica = NO 2 4.- Se calcula el peso formula del compuesto. Para la formula NO2 se tiene: (1x14) + (2x16) = 14 + 32 = 46 g/mol. 5.- Se calcula el factor “n” (múltiplo de la formula) f ormula)

Sí en el enunciado del problema nos dicen que la masa molar del compuesto es 92 g/mol y el peso fórmula calculado fue de 46 46 g/mol podemos calcular calcular “n” de la siguiente manera. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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6.- Con el factor “n” obtenido y teniendo como referencia la fórmula empírica, se escribe la fórmula molecular. Para n = 2 y la Formula NO 2, se tiene: Para el N (1x2 = 2) y Para el O (2X2 = 4). Con esto se escribe la

FÓRMULA MOLECULAR: N 2O4 Actividad 11. La composición porcentual del acetaldehído es 54.5% de C, 9.2% de H y 36.3 de O, y su masa molar es 44 g/mol. Determina la fórmula molecular del acetaldehído.

CUESTIONARIO 1. Describe el concepto del átomo según Demócrito. 2. Cuáles son las ideas básicas de la teoría de Dalton. 3. Mencione los postulados de Dalton que son incorrectos. 4. Escribe dos características principales del átomo de Rutherford 5. Escribe las similitudes y diferencias que hay entre el modelo atómico de Rutherford y Bohr 6. Escribe el concepto de átomo 7. Escribe el nombre de las tres partículas fundamentales del átomo e indique la masa y carga asociada a sociada con cada una de ellas 8. ¿Cuáles son las partículas fundamentales que constituyen el núcleo del átomo? 9. ¿Cuáles son las partículas fundamentales que contribuyen a que el átomo sea neutro? 10. Escribe la posición en que se encuentran las tres partículas fundamentales en el átomo 11. Define el número atómico (Z) 12. Define el número másico (A) 13. Escribe la ecuación matemática de A (número másico) y despeja el número de neutrones (n0) 14. ¿Cómo se llaman los átomos del mismo elemento, pero con diferente número másico? 15. Escribe las semejanzas y diferencias que existen entre los isótopos de un mismo elemento 16. ¿Cuál es el número másico de un átomo de hierro (Fe) que tiene 28 neutrones? 17. Explique el significado de cada uno de los términos en el símbolo

18. Escribe la diferencia entre peso formula y peso molecular 19. Escribe dos equivalencias de mol para átomos 20. Escribe dos equivalencias de mol para compuestos Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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PROBLEMAS PROPUESTOS 1.- Completa la siguiente tabla:

2.- Rellena los huecos en la tabla ta bla siguiente:

3.- Calcula la masa atómica del carbono sabiendo que consta de un 98,89% de C-12 (masa 12,00 u) y un 1,108% de C13 (masa 13,0034 u). 4.- Calcula la masa atómica del hidrógeno sabiendo que consta de un 99,98% de H-1 (masa 1,0078 u) y un 0,015% de H-2 (masa 2,0141 u). 5.- El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de ellos sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 u. Datos: masa de O-16 = 15,9949 u; masa de O-17 = 16,9991 u. 6.- El carbono tiene dos isótopos: C-12 y C-13. Calcula el porcentaje de cada uno de ellos sabiendo que la masa atómica del carbono es 12,0112 u. Datos: masa de C-12 = 12,0000 u; masa de C-13 = 13,0034 u. 7.- Calcule el peso atómico medio del magnesio, dada la siguiente composición: Mg-24 : 78,70% , masa atómica = 23,9850 Mg-25 : 10,13% , masa atómica = 24,9858 Mg-26 : 11,17% , masa atómica = 25,9826

(Resp: Peso atómico medio: 24,3095)

8.- El galio consta de un 60,0% de Ga-69 (m = 68,93 Umas) y un 40,0% de Ga-71 (m = 70,93 Umas). Calcular el peso atómico del galio ordinario.

(Resp: Peso atómico medio: 69,73)

9.- Dada una muestra de SULFATO DE CALCIO. Calcular: a) Su composición centesimal; b) ¿Cuantos moles y moléculas de dicho compuesto hay en 13,6 gramos del mismo? c) ¿Y cuántos átomos de oxígeno? (Resp: a) 29,41% Ca, 23,53% S, 47,06% O; b) 0,1 moles y 6,023x10 22 moléculas. ; c) 24,092.10 22 átomos de Oxígeno) 10.- Calcular los correspondientes pesos moleculares a partir de los datos siguientes: Compuesto A : 12,6 moles pesan 1380 g. Compuesto B : 0,580 moles pesan 211 g. Compuesto C : 0,00281 moles pesan 0,489 g. (Resp: Pesos molec.: a= 109,52; b = 363,79; c = 174,02) Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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11.- Calcular el número de átomos que hay en 8 g. de Mercurio.

(Resp: 2,4 .10 22 átomos)

12.- Calcular el número de moléculas que: hay en 3 mg. de cloruro de sodio.

(Resp: 3,1.10 19 moléculas)

13.- Calcular el número de átomos que hay de cada elemento en 0,3 g. de carbonato de sodio. (Resp: 1,7 .10 21 átomos de C, 3,4x10 21 átomos de Na y 5,11x10 21 átomos de O ) 14.- ¿Cuántas moles y moléculas hay en 3 mg mg de sulfuro de sodio? ?Cuantos átomos átomos de cada elemento hay? (Resp: Hay 3,85x10-5 moles y 2,32x10 19 moléculas, y hay 2,32x10 19 átomos de S y 4,64x10 19 átomos de Na) 15.- Calcule la masa de 1025 moléculas de dicromato de sodio Na2Cr2O7. ¿Cuántos átomos de cada elemento hay? 16.- El análisis de la clorofila dio un 2,68% de magnesio. ¿Cuántos átomos de magnesio hay en 1 gramo de clorofila? (Resp: Hay 6,72.10 20 átomos de Mg) 17.- Ordene las siguientes cantidades de mayor a menor según el número de moles: a) 1022 átomos de hierro. b) 6,70 g de hierro. c) 0,11 moles de átomos de hierro.

(Resp: b (0,120 moles) > c (0,11) > a (0,017))

18.- ¿Cuántos gramos de NH3 hay en 0,400 moles de amoniaco? ¿Cuántas moléculas? ¿Cuántos átomos y cuántos átomos-gramo de cada elemento hay? (Resp: a) 6,8 g ; b) 2,4.10 23 moléculas y c) 2,4.10 23 átomos de N y 7,2.10 23 átomos de H; 0,400 át-g de N y 1,200 át-g de H) 19.- El peso atómico del aluminio es 26,98. ¿Cuánto "pesa" en gramos un átomo de aluminio? (Resp: Hay 4,48.10 - 23 gramos) 20.- La densidad del calcio es 1,54 g/cm3. Calcular el volumen de 1 mol de calcio.

(Resp: 25,97 ml)

21.- En una cucharada de azúcar (C12H22O11) caben 4 gramos. Calcular: a) el número de moles y de moléculas que hay en una cucharada. b) Número de átomos de carbono que tiene esa cucharada (Resp: a: 0,0117 moles = 7.10 21 moléculas; b: 8,46.10 22 átomos de C) 22.- Calcular la composición centesimal centesimal de las siguientes sustancias a) Dicromato de potasio

b) Permanganato de potasio

c) Sulfuro ferroso

d) Ortofosfato de sodio

e) Nitrato de amonio

f) Cloruro de calcio hexahidratado.

23.- Calcular el número de gramos de sodio que hay en 14 g. de Sulfato de sodio. ¿Cuál es el porcentaje de sodio? (Resp: 4,53 g de Na ; 32,39% de Na) 24¿Cuántos gramos de un compuesto que contiene un 52,17 % de Carbono deben quemarse para obtener 6,25 g. de dióxido de carbono?

(Resp: 3,27 g del compuesto)

25.- Queremos formar un compuesto en el que entren 2 átomos de cromo por cada 3 de azufre. Si solo disponemos de 5,00 g de azufre, ¿Cuanto cromo necesitaremos? 26.- Calcular la fórmula empírica de los compuestos cuya composición es la siguiente: a) 25,00% de B, 2,27% de H y el resto O b) 17,60% de B, 4,83% de H y el resto O c) 20,75% de B, 3,76% de H y el resto O Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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d) 65,79% de As, 20,17% de Na y el resto O e) 57,14% de Br, 20,00% de Fe y el resto O f) 35,37% de Cr, 26,53% de K y el resto O g) 63,69% de W, 13,89% de Ca y el resto O h) 20,00 de S, 39,81% de Cu y el resto O 27.- Al analizar un óxido de plomo se encontró que éste tenía un 86,61% de plomo. ¿Cuál es ese óxido? ¿Cuántos gramos del mismo se obtendrán con 0,593 g de plomo?

(Resp: PbO 2 , Se obtienen 0,685 g)

28.-El análisis de un óxido de cromo indica que su contenido de metal es de un 68,4%. ¿Cuál es su fórmula? (Resp: Cr2O3) 29.- Un óxido de estaño está formado por un 78,8% 78 ,8% de estaño y 21,2% de oxígeno. Determinar la fórmula empírica de este compuesto. (Select. León-septiembre 91) 30.- El sulfato de cobre(II) posee un 36,07% de agua de cristalización. Determinar su fórmula empírica. (Resp: CuSO4 .5H2O) 31.- El perclorato de plomo de una disolución acuosa cristaliza en forma de hidrato: Pb(ClO 4)2.XH2O. Si los cristales contienen un 45,0% de plomo ¿Cual es el valor de “ X” en la fórmula? (Resp: Pb(ClO 4)2 .3H2O) 32.- Cuando se queman 2,80 g de hierro se forman 4,00 g de óxido. Determinar la fórmula empírica del mismo. (Resp: Fe2O3) 33.-Se tienen dos minerales de cobre cuyas fórmulas simplificadas son Cu 2S y Cu5FeS4 ¿Cuál de los dos tiene mayor riqueza en cobre? ¿Y en azufre?

(Resp: Más cobre el Cu2S, y más azufre el Cu 5FeS4)

34.- La sal de Mohr tiene de fórmula Fe(NH 4)2(SO4)2.6H2O. Calcular el % de amonio, de hierro y de agua de cristalización que contiene. ¿Cuál es su riqueza en óxido de hierro(II)? (Resp: 9,18% de NH 4 14,29% de Fe; 27,55% de agua y 18,37% de FeO) 35.- El óxido de titanio (IV) se calienta en corriente de hidrógeno perdiendo algo de oxígeno. Si después de calentar 1,598 g de TiO2 el peso se reduce en 0,16 g ¿Cuál es la fórmula f órmula del producto final?. 36.- Al quemar una muestra de un hidrocarburo se producen 12,28 g de CO 2 y 5,86 g de agua. a) ¿Cuántos gramos de muestra se quemaron? b) ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto? c) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto orgánico? 37.-Hay un oxiácido orgánico muy abundante en limones, naranjas y toronjas, cuando se queman 5 gramos de este ácido se producen 6,875 gramos de dióxido de carbono y 1,875 gramos de agua, si 0,25 moles de este compuesto equivalen a 48 gramos. a) ¿Cuál es la composición porcentual del oxiácido? b) ¿Cuál es la fórmula mínima del ácido? c) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto orgánico? 38.- El mentol, la sustancia orgánica que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos, se compone de carbono, hidrógeno y oxígeno. Una muestra de 100,1 mg de mentol se quema en presencia de oxígeno, produciendo 282,9 mg de dióxido de carbono y 115,9 mg de agua. a) Determina la composición porcentual de cada elemento en la sustancia Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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orgánica. b) ¿Cuál es la fórmula mínima del mentol?. c) Si 15,6 gramos son 0,1 moles del compuesto ¿Cuál es su fórmula molecular?. 39.- Se determinó que un compuesto orgánico contiene solo 3 elementos: carbono, hidrógeno y cloro. Cuando se quemó por completo en el aire una muestra de 1,5 gramos del compuesto, se produjeron 3,52 g de CO 2. En otro experimento, el cloro de una muestra de un gramo del compuesto, se transformó en 1,27 gramos de cloruro de plata. a) ¿Cuál es la masa en gramos que hay de cada elemento en 1,5 1 ,5 gramos de muestra del compuesto mencionado? b) ¿Cuál es la composición porcentual de cada elemento en el compuesto? c) ¿Cuál es la fórmula mínima para esta sustancia orgánica? 40.- La alicina es el compuesto que proporciona el olor característico al ajo. Al realizar un análisis de este compuesto se encuentra que tiene la siguiente composición porcentual: C:44.4%, H:6.21%, S:39.5%, O:9.86%. También se encuentra que su masa molar es igual a 162 g/mol. Calcula la fórmula empírica y la fórmula molecular de este compuesto. 41.- En un experimento se obtuvo un compuesto de hierro y oxígeno que tienen 27.65% de oxígeno y 72.34% de hierro. Obtenga la fórmula mínima del compuesto. 42.- En una reacción de combustión se queman 3 gramos de un compuesto orgánico, si se producen 8 gramos de CO 2 ¿Qué porcentaje en masa del compuesto es carbono?. 43.- Determina el porcentaje en masa de hierro que hay en el cloruro férrico hexahidratado. 44.- La vitamina E tiene 11.21% en masa de hidrógeno. Si un mol de vitamina E contiene 3,01x10 25 átomos de hidrógeno; a) ¿Cuál es la masa molar de la vitamina E? b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay por molécula de vitamina E? 45.- La masa molecular de un compuesto orgánico es 138 y su composición centesimal es la siguiente: 52,17% de Carbono; 34,78% de Oxígeno y 13,05% de Hidrógeno. Calcule sus fórmulas empírica y molecular. 46.- La combustión de 7,49 g de un compuesto formado por C, H y O produce 14,96 g de dióxido de carbono y 6,13 g de agua. El peso molecular del compuesto es 176. Calcular sus fórmulas empírica y molecular. 47.- Al quemar completamente un hidrocarburo (formado exclusivamente por carbono e hidrógeno) se obtienen 2,200 gramos de dióxido de carbono y 1,125 gramos de agua. Determinar la fórmula empírica del compuesto. (Resp: (C2H5) 48.- El análisis de una mezcla de monóxido y dióxido de carbono dio un 33,28% de carbono. Determinar la composición de esta mezcla de gases. 49.- Razone cuál de las siguientes cantidades tendrá un mayor número de átomos: a) 20 g de Fe

b) 20 g de S

c) 20 g de O2.

D) 20 g de CaCO3

50.- Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molar es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4 g de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcular la fórmula empírica y la fórmula f órmula molecular. 51.- Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 12,78% 12,78% de C ; 2,13 % de H y 85,09 % de Br. a) Calcule su fórmula empírica. b) Sabiendo que 3,29 g de dicho compuesto equivalen a 1,05 x1022 moléculas, calcule su fórmula molecular. Recopilación realizada por: Profesor Jhonny Medina.

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Tema1EstequiometriaCompuesto12011

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