CÁLCULO FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Slides:

Advertisements

Presentaciones similares

CÁLCULO FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Advertisements

ESTEQUIOMETRIA.

Por combustión de 0,25 g de una sustancia orgánica constituida por carbono, oxígeno e hidrógeno se obtuvieron 0,568 g de CO 2 y 0,232 g de agua. Calcula.

5º CONTROL GLOBAL QUÍMICA GRUPO: 1.3 Jueves 10 de marzo de 2016 Alfonso Coya.

Determina la fórmula empírica de un compuesto cuya composición en masa es: N = 36,84 % y O = 63,16 %.

Estequiometría -Mol - Masa 3.1: Mol 3.2: Determinación de la Formula de un compuesto 3.3: Plantear y Balancear Ecuaciones Químicas 3.4: Calcular la cantidad.

¿En qué se diferencian los átomos de las moléculas

PPTCTC016TC83-A16V1 Clase Estequiometría I: cálculos estequiométricos.

Estequiometría: Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas Unidad 1.

MOVIMIENTO ARMONICO Ondas | Peso Atómico | Peso Molecular | Volumen molar.

Funciones Polinomicas

Ciencias de la Tierra II

Relación entre la masa de los reactivos y la de los productos.

PROBLEMAS RESUELTOS HUMEDAD DEL AIRE Antonio J. Barbero

Metodología de física y química Inés Durán Gutiérrez

ESTEQUIOMETRIA. Prof. María Alicia Bravo. Colegio Senda Nueva -

PROBLEMAS DE AVOGADRO.

Fórmulas empíricas y moleculares

Fórmula Empírica y molecular

SEMANA No. 6 ESTEQUIOMETRÍA Capítulo 6

SEMANA No. 6 ESTEQUIOMETRÍA.

ESTEQUIOMETRIA: Es el cálculo de las sustancias que participan en las reacciones químicas.

ESTEQUIOMETRIA Semana No

UNIDADES QUIMICAS Otra forma de expresar las concentraciones es por métodos químicos, estos se diferencian de los métodos FÍSICOS porque toman en cuenta.

El mol Chema Martín, 4º ESO

Ordena las cantidades de mayor a menor número de moléculas que contienen: a. 20 g de agua b moléculas de O2 c. 1,3 moles de Al2O3.

Procesos químicos U.1 La reacción química

Procesos Químicos U.1 La reacción química

A.J.B. Dpto. Física Aplicada UCLM PROBLEMAS PRÁCTICOS HUMEDAD DEL AIRE.

REACCIONES QUIMICAS algunos conceptos teóricos

Cuartiles, deciles, percentiles.

SUSTANCIAS PURAS vs MEZCLAS.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2017

Universidad Autónoma del Estado del Hidalgo Preparatoria N° 2

ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUÍMICAS

Semana 6 Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Conceptos Fundamentales

LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Marianet Zerene F. 2°A y 2°B

I.E.S. Élaios Departamento de Física y Química

Fenómenos químicos U.2 Reacción química

CONCENTRACIÓN.

Química General 18/11/2018 Ing. Karla Dávila.

Átomos, moléculas, iones

Unidad NºII:Termoquímica

SEMANA No. 6 ESTEQUIOMETRÍA Licda. E. Sofìa Tobìas de Rodrìguez.

Química U.1 Teoría atómica y reacción química

PROBLEMAS GENERALES DE QUÍMICA ORGÁNICA

TEMA 1: CONCEPTOS BÁSICOS

Reacciones Químicas ley de conservación de la masa

Química U.1 La reacción química 4 Mol y número de partículas.

Procesos químicos U.1 La reacción química A.1 Recapitulación página102.

Química U.1 Teoría atómica y reacción química

Química U.1 Teoría atómica y reacción química

Aplicar la noción de mol en la cuantificación de procesos químicos.

TEMA: LA REACCIÓN QUÍMICA

Procesos químicos U.1 La reacción química A.1 Recapitulación página102.

MÉTODO DEL ION ELECTRÓN O MEDIAS CELDAS

Procesos químicos U.1 La reacción química

Procesos químicos U.1 La reacción química

Reacción Química (3ºESO)

ESTEQUIOMETRÍA Campo de estudio que examina la cantidad de sustancias que se consumen y producen en las reacciones químicas.

¿QUIÉN SOY? CORRECTO UNA MOLÉCULA DE AGUA.

Cantidades en Química Uma (unidad de masa atómica; unidad relativa) masa 12 C = 12 uma (antes fueron el hidrógeno y el oxígeno) 1 uma = 1,66054 x

Química Fórmulas químicas

Química U.3 La cantidad en Química Preparación de disoluciones.

Química U.3 La cantidad en Química Masa molar.

SEMANA 6 ESTEQUIOMETRÍA QUÍMICA 2019

Estequiometría de reacciones en disolución acuosa (Valoraciones redox)

Transcripción de la presentación:

CÁLCULO FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Otro ejemplo AI quemar una muestra de 1,298 g de ácido ascórbico (vitamina C) se forman 1,947 g de CO2 y 0,531 g de agua. Sabiendo que dicho compuesto sólo contiene C. H y O. determina su fórmula empírica. Si su masa molecular es 176. ¿cuál es la fórmula molecular? Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 0. En este caso como paso previo debemos calcular la masa de C,H,y O que hay en el compuesto. Determinamos la masa de C en la muestra a partir de la masa de C contenida en un mol de CO2 (44 g de CO2 contiene 12 g de C) : 1,947 g CO2 · 12 g C / 44 g CO2 = 0,531 g C 0,531 g de C hay en 1,947 g CO2 y por tanto en el compuesto. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Determinamos ahora la masa de H en la muestra a partir de la masa de H contenida en un mol de H2O (18 g de H2O contiene 2 g de H) : 0,531 g H2O · 2 g H / 18 g H2O = 0,059 g H 0,059 g es la masa de H contenida en 0,531 g H2O y por tanto contenida en el compuesto. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Por tanto, la muestra de 1,298 g de ácido ascórbico contiene: 0,531 g C 0,059 g H Y puesto que solamente contiene C, H y O entonces la diferencia será la masa de O contenida en la muestra: 1,298 - 0,531 - 0,059 = 0,708 g O Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

1. Calcular los moles de cada átomo que existen en el compuesto. 0,531 g C x 1mol C/12 g C = 0,044 mol C 0,059 g H x 1mol H/1g H= 0,059 mol H 0,708 g O x 1mol O/16 g O = 0,044 mol O Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 2. Debemos encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto. Para ello, se dividen los nºs obtenidos por el más pequeño. 0,044 mol C / 0,044 mol C = 1 mol C / mol C 0,059 mol H / 0,044 mol C = 1,34 mol H/mol C 0,044 mol O / 0,044 mol C = 1 mol O / mol C Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 2 b. Expresamos las relaciones anteriores en forma de números enteros, y para ello multiplicamos por 3 y tendremos: 1 mol C / mol C x 3 = 3 mol C / mol C 1,34 mol H/mol C x 3 = 4 mol H / mol C 1 mol O / mol C x 3 = 3 mol O / mol C Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 3. Con los nºs anteriores podemos escribir la fórmula empírica ( AxBy). C3H4O3 Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

4. Calculamos la masa molar empírica (M´). M´ = 3· 12 + 4 ·1 + 3 · 16 = 88 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

En este caso la fórmula molecular será : C6H8O6 Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

5. Calculamos la masa molar real (M). En este caso nos dan el dato: M = 176 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

6. La fórmula molecular será (C3H4O3)n .Entonces debemos determinar n: n = M = 176 g/mol = 2 M´ 88 g/mol Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.