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Cálculos de Fórmulas Mínimas y Moleculares a Partir de los Porcentajes de los Elementos de Un Compuesto

Formula Empírica o Mínima:
 Para hallar la fórmula mínima de una muestra de compuestos se debe hacer lo siguiente:

1. Si las muestras vienen en porcentaje convertirlas a gramos.
2. Pasar todos los datos en gramos a moles de cada sustancia.
3. Se dividen las moles resultantes por la menor de todas ellas, de tal forma que se aprecien números enteros.
4. Se ubican los anteriores números enteros como subíndices de cada átomo.

Ejemplo: Una sustancia química tiene la siguiente composición porcentual:
C = 40%, H = 6.66%, O = 53.34%. Hallar su fórmula mínima.

Solución:

Paso 1: Pasar porcentajes a gramos.
C = 40g          H = 6.66g          O = 53.34g

Paso 2: Pasar gramos (g) a moles:
C= (40g)/(12g) = 3.33 moles de C
H= (6.66g)/(1g) = 6.66 moles de H
O= (53.34g)/(16g) = 3.33 moles de O

Paso 3: Dividir los anteriores números por el menor de todos, que es 3.33
C: (3.33)/(3.33) = 1
H: (6.66)/(3.33) = 2
O: (3.33)/(3.33) = 1

Paso 4: Colocar estos resultados como subíndices:
C1H2O1 = CH2O: Ésta es la fórmula mínima.

Fórmula Molecular:

Ésta es la fórmula que indica la proporción real de los átomos que conforman la molécula.
Para hallar la fórmula molecular se debe de multiplicar la fórmula mínima por un número apropiado N, el cual se puede hallar así:

N= Peso fórmula molecular
      Peso fórmula mínima

Una ecuación correctamente balanceada, indica las relaciones de proporción que existen entre cualquiera de los compuestos participantes:

RAZON MOLAR:
Es la razón entre los coeficientes de 2 compuestos cualesquiera de una reacción química. Esta razón molar permite hallar masas y moles de compuestos que se desconozcan o que se quieran calcular para una reacción química.
Ejemplo: De la siguiente reacción, se tiene que:
N2 + 3H2 -----> 2NH3

1 mol de N2 produce 2 moles de NH3, cuya razón molar equivale a:
(1 mol de N2      ) o su inverso: (2 moles de NH3)
(2 moles de NH3)                      (1 mol de N2      )

3 moles de H2 producen 2 moles de NH3, cuya razón molar equivale a:
(3 moles de H2   ) o su inverso (2 moles de NH3)
(2 moles de NH3)                      (3 moles de H2)

1 mol de N2, reacciona con 3 moles de H2, cuya razón molar equivale a:
(1 mol de N2   ) o su inversa (3 moles de H2)
(3 moles de H2)                     (1 mol de N2   )

Formulas Químicas

Las formulas químicas son la representación de los elementos y nos permiten conocer la proporción atómica o el numero de átomos que se encuentran en una molécula, nos muestra la distribución en el espacio y la manera como se unen los átomos por medio de enlaces químicos.

Clases de formulas químicas:

1. Formula empírica o mínima:

Indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y nos muestra la proporción más sencilla, pequeña y entera en base a la relación entre los átomos de cada clase. En los compuesto covalentes se halla simplificando los subíndices, estos siempre serán números enteros. En los compuestos iónicos esta fórmula es la única que podemos conocer y la cual indica la proporción entre el número de iones de cada clase. En compuesto no-estequiométricos como minerales que tiene como subíndices decimales, indica presencia de huecos, impurezas o defectos en la red.

Ejemplos:

- La formula empírica de la Glucosa es CH2O, lo cual indica que por cada átomo de carbono, hay dos átomos de hidrogeno y un átomo de oxigeno.

- La formula empírica del Agua Oxigenada es HO, lo cual indica que por cada átomo de hidrogeno hay un átomo de oxigeno.

2. Formula molecular o condensada:

Indica el número real de cada elemento que constituye la molécula y el número de átomos de cada clase a partir de la formula empírica. Esta fórmula solo se usa para los compuestos covalentes.

Ejemplos:

- La formula molecular de la Glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogeno y 6 átomos de oxigeno, unidos siempre de una forma determinada.

- La formula molecular del Agua Oxigenada es H2O2 , lo cual indica que cada molécula está formada por 2 átomos de hidrogeno y 2 átomos de oxigeno, unidos siempre de una forma determinada.

3. Formula estructural:

Es la formula más completa, nos muestra como se distribuyen y enlazan los átomos en una molécula, indica las distancias, ángulos y perspectivas desde diagramas bidimensionales y tridimensionales. En estos diagramas cuando es una línea continua representa un enlace plano, cuando es una línea punteada significa que el enlace esta por detrás y cuando se muestra un triangulo es el símbolo que indica que el enlace esta por delante.

Ejemplo:

- La formula estructural del Agua Oxigenada es:

Numero de Avogadro

El Número de Avogadro puede definirse como la cantidad de entidades elementales (átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia.
Veamos qué es esto.

El mol es la unidad del Sistema Internacional de Unidades que permite expresar una cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que utilizan los químicos para expresar el peso de los átomos, que equivale a un número muy grande de partículas. Un mol equivale al número de átomos que hay en doce gramos de Carbono-12 puro. La ecuación sería: 1 mol = 6,023 x 10 elevado a la 23 partículas.

Dicha cantidad recibe el nombre de Número de Avogadro o constante de Avogadro, en honor al científico Amedeo Avogadro (1776 - 1856), quien también formuló la ley que afirma que volúmenes iguales de gases distintos, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de partículas. La utilidad del número de Avogadro radica en la necesidad de contar partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas (como la masa).

Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: Equivale, por ejemplo, a todo el volúmen de la Luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.

El número de Avogadro, por otra parte, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica. 

Como el mol expresa el número de átomos que hay en 12 gramos de Carbono-12, podemos afirmar que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa atómica de dicho elemento. 

Peso atómico y peso molecular

El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio o masa relativa de sus átomos en reposo, puesto que un elemento puede tener dos o más forma isotópicas cuyos números de masa difieren, utilizando la unidad patrón u.m.a. que es igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono 12.

Este se encuentra haciendo el siguiente procedimiento: se multiplica el número de masa de cada isotopo por su abundancia en la naturaleza, se divide por cien y los resultados parciales se suman dando un resultado final, que equivale a la masa atómica relativa de cada elemento químico.

Ejemplo: hallar la masa atómica relativa del cloro teniendo en cuenta estos dos isotopos.

Isótopo      Masa Atómica       % de abundancia

Cl-35               34,9688                        75.53

Cl-37               36,9659                        24.47

La masa atómica relativa o promedio es:

34,9688×75.53÷100  + 36,9659×24.47÷100 = 35.45 u.m.a.

                

El peso molecular es la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Por esto, el peso molecular relativo o promedio es el número que indica cuantas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor a la unidad de peso atómico. Para calcular el peso molecular es necesario saber la formula molecular del compuesto y los pesos atómicos de los elementos que lo componen.

Este se encuentra haciendo el siguiente procedimiento: multiplicar cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento de acuerdo a su formula molecular, luego se suman cada uno de los resultados parciales obteniendo así el resultado final, que equivale a la masa molecular relativa de un compuesto.

Ejemplo: hallar el peso molecular del ácido nítrico si su formula molecular es HNO3

Elemento   Masa Atómica  No de Átomos         Total

 H               1,0079                      1                     1,0079

 N               14,0067                    1                     14,0067

 O               15,9994                    3                     47,9982

H: 1,0079 × 1 = 1,0079

N: 14,0067 × 1 = 14,0067

O: 15,9994 × 3 = 47,9982


HNO3 : 1,0079 + 14,0067 + 47,9982 = 63,0123 u.m.a.

El peso molecular del ácido nítrico es: 63,0123 u.m.a.

Isótopos

Isótopos: Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico y difieren en el número másico o número de masa. Se representan:
X (Símbolo químico del elemento)
A (Número de Masa) arriba a la izquierda de X (es decir como superíndice)
Z (Número Atómico) abajoa la izquierda de X (es decir como subíndice).
Los isótopos se utilizan para encontrar la masa atomica de los elementos quimicos.

Uno de los ejemplos más claros de isotópos es el carbono.  Vemos que existe el carbono 11,12, 13 y 14, con 5, 6, 7 y 8 neutrones respectivamente, y todos con 6 protones.

 

Cálculo de Protones, Electrones y Neutrones en un Átomo Neutro y en un Ión

Un átomo está compuesto de tres partículas subatomicas que son: Electrones, neutrones y protones. Los protones y neutrones se disponen en el centro formando un nucleo y los electrones giran alrededor.
Algunas de las propiedades de los átomos son:

• Número Atómico: Es el numero de protones que se pueden encontar en el núcleo del átomo. En el caso de un átomo neutro, también es el número de electrones que giran alrededor. El Número Atómico se representa con la letra "Z".
• Número Másico: También llamado Número de Masa. Representa el número de protones y neutrones juntos. Se representa con la letra "A".

A continuación veremos dos ejemplos:

1. Átomo: Cl (Cloro)
   Número atómico: 17
   Número de masa: 35 

         Entonces, hacemos los siguientes cálculos:

• Protones: El número de protones es igual al número atómico, es decir 17. Por tanto, tiene 17 protones.
• Electrones: El número de electrones es igual al de protones, por lo tanto, tiene 17 electrones.
• Neutrones: Los neutrones se calculan mediante la diferencia entre el Número Másico y el Número Atómico, es decir: 35 - 17, lo que es igual a 18. Por lo tanto, posee 18 neutrones.  

     2.  Átomo: Na (Sodio)
          Número atómico:11
          Número de masa: 23
    
         Ahora, volvemos a realizar el proceso:

• Protones: 11, ya que ese es su número atómico
• Electrones: También 11, pues es igual al número de protones
• Neutrones: La diferencia entre A y Z es 12, por lo tanto encontramos 12 neutrones.