Conceptos Fundamentales de Química: Cálculos y Fórmulas Esenciales

Este documento presenta una serie de ejercicios resueltos para comprender los conceptos básicos de la química, incluyendo cálculos de moles, masa, volumen, composición porcentual y determinación de fórmulas empíricas y moleculares.

1. Cálculos de Moles, Masa y Átomos

En química, es fundamental comprender las relaciones entre la masa de una sustancia, el número de moles y la cantidad de partículas (átomos o moléculas). Para ello, utilizamos la masa atómica (o peso atómico), el número de Avogadro (6.02 × 10²³ partículas/mol) y, para gases en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), el volumen molar (22.4 L/mol).

Ejercicios Resueltos

• ¿Cuántos moles hay en 88 g de litio (Li)?
  • Datos: 88 g de Litio (Li), Masa atómica del Litio (Li): 6 g/mol.
  • Cálculo:

    88 g Li × (1 mol Li / 6 g Li) = 14.67 mol de Litio

• ¿Cuál es la masa en gramos de 58 mol de sodio (Na)?
  • Datos: 58 mol de Sodio (Na), Masa atómica del Sodio (Na): 22 g/mol.
  • Cálculo:

    58 mol Na × (22 g Na / 1 mol Na) = 1276 g de Sodio

• ¿Cuántos átomos hay en 230 g de magnesio (Mg)?
  • Datos: 230 g de Magnesio (Mg), Masa atómica del Magnesio (Mg): 54 g/mol.
  • Cálculo:

    Primero, calculamos los moles de Magnesio:

    230 g Mg × (1 mol Mg / 54 g Mg) = 4.26 mol de Magnesio

    Luego, convertimos los moles a átomos usando el número de Avogadro:

    4.26 mol Mg × (6.02 × 10²³ átomos / 1 mol Mg) = 2.56 × 10²⁴ átomos de Magnesio

2. Volumen Molar

El volumen molar se define como el espacio ocupado por un mol de cualquier gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura (0°C y 1 atm), que es de 22.4 litros.

Ejercicio: Cálculo de Moles, Moléculas, Átomos y Volumen

En el laboratorio se contiene una muestra de 80 g de oxígeno gaseoso (O₂). Calcule:

1. Moles moleculares de O₂.
2. Número total de átomos de oxígeno.
3. Litros ocupados por la muestra (en CNPT).
4. Número total de moléculas de O₂.

• Datos Clave para O₂:
  • Masa atómica del Oxígeno (O): 16 g/mol
  • Masa molar del Oxígeno gaseoso (O₂): 2 × 16 g/mol = 32 g/mol
  • 1 mol de O₂ = 32 g
  • 1 mol de O₂ = 6.02 × 10²³ moléculas de O₂
  • 1 mol de O₂ = 22.4 L (en CNPT)
• Cálculos:
  1. Moles moleculares de O₂:

     80 g O₂ × (1 mol O₂ / 32 g O₂) = 2.5 mol de O₂

  2. Número total de átomos de oxígeno:

     Primero, calculamos los moles de átomos de oxígeno:

     2.5 mol O₂ × (2 mol O átomos / 1 mol O₂) = 5 mol de átomos de Oxígeno

     Luego, convertimos los moles de átomos a número de átomos:

     5 mol O átomos × (6.02 × 10²³ átomos / 1 mol O átomos) = 3.01 × 10²⁴ átomos de Oxígeno

  3. Litros ocupados por la muestra (en CNPT):

     2.5 mol O₂ × (22.4 L / 1 mol O₂) = 56 L

  4. Número total de moléculas de O₂:

     2.5 mol O₂ × (6.02 × 10²³ moléculas / 1 mol O₂) = 1.505 × 10²⁴ moléculas de O₂

3. Composición Porcentual (Centesimal)

La composición porcentual (o centesimal) expresa los porcentajes en masa de cada uno de los elementos constituyentes de un compuesto químico.

Ejercicio: Calcular la Composición Porcentual del Sulfato de Aluminio

Calcule la composición porcentual del sulfato de aluminio. Nota: La fórmula correcta del sulfato de aluminio es Al₂(SO₄)₃.

• 1. Calcular la masa molar del Al₂(SO₄)₃:
  • Al: 2 átomos × 27 g/mol = 54 g/mol
  • S: 3 átomos × 32 g/mol = 96 g/mol
  • O: 12 átomos × 16 g/mol = 192 g/mol
  • Masa Molar Total: 54 + 96 + 192 = 342 g/mol
• 2. Calcular el porcentaje de cada elemento:
  • %Al: (54 g/mol / 342 g/mol) × 100% = 15.79%
  • %S: (96 g/mol / 342 g/mol) × 100% = 28.07%
  • %O: (192 g/mol / 342 g/mol) × 100% = 56.14%
• 3. Verificación (suma de porcentajes):

  15.79% (Al) + 28.07% (S) + 56.14% (O) = 100.00%

4. Fórmula Empírica

La fórmula empírica expresa la proporción más sencilla en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto.

Ejercicio: Determinar la Fórmula Empírica

Determine la fórmula empírica de un material cuyo análisis en el laboratorio refleja la siguiente composición porcentual: 41.33% de carbono (C), 3.45% de hidrógeno (H) y 55.17% de oxígeno (O).

• 1. Convertir porcentajes a moles (asumiendo 100 g de muestra y dividiendo por la masa atómica):
  • C: 41.33 g / 12.01 g/mol = 3.44 mol
  • H: 3.45 g / 1.008 g/mol = 3.42 mol
  • O: 55.17 g / 16.00 g/mol = 3.45 mol
• 2. Dividir cada cantidad de moles por el menor valor obtenido (3.42 mol):
  • C: 3.44 mol / 3.42 mol = 1.005 ≈ 1
  • H: 3.42 mol / 3.42 mol = 1
  • O: 3.45 mol / 3.42 mol = 1.008 ≈ 1
• 3. Escribir la fórmula empírica con los resultados como subíndices:

  La fórmula empírica es CHO (o C₁H₁O₁).

5. Fórmula Molecular

La fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada uno de los elementos constituyentes en una molécula de un compuesto.

Ejercicio: Determinar la Fórmula Molecular

Determine la fórmula molecular de un compuesto que contiene 85.6% de carbono (C) y 14.4% de hidrógeno (H), sabiendo que su masa molecular es de 42 g/mol.

• Datos: 85.6% C, 14.4% H, Masa molecular = 42 g/mol.
• 1. Determinar la fórmula empírica:
  • Convertir porcentajes a moles (asumiendo 100 g de muestra):
    • C: 85.6 g / 12.01 g/mol = 7.13 mol
    • H: 14.4 g / 1.008 g/mol = 14.29 mol
  • Dividir por el menor valor (7.13 mol):
    • C: 7.13 mol / 7.13 mol = 1
    • H: 14.29 mol / 7.13 mol = 2.00 ≈ 2
  • Fórmula Empírica: CH₂
• 2. Calcular la masa de la fórmula empírica:
  • C: 1 átomo × 12.01 g/mol = 12.01 g/mol
  • H: 2 átomos × 1.008 g/mol = 2.016 g/mol
  • Masa de la Fórmula Empírica: 12.01 + 2.016 = 14.026 g/mol
• 3. Calcular el factor "n" (número de unidades empíricas en la fórmula molecular):

  n = (Masa molecular del compuesto) / (Masa de la fórmula empírica)

  n = 42 g/mol / 14.026 g/mol ≈ 2.99 ≈ 3

• 4. Determinar la fórmula molecular:

  Fórmula Molecular = n × (Fórmula Empírica)

  Fórmula Molecular = 3 × (CH₂) = C₃H₆