domingo, 8 de agosto de 2010

Fórmulas Químicas

Es la representación de los elementos que conforman un compuesto. La fórmula química da información sobre  los átomos que conforman la molécula, en ella también se pueden encontrar datos referentes a la unión de los átomos que la conforman por medio de enlaces químicos.
Existen varios tipos de formulas químicas a conocer:

-         Formula Química Mínima: Se denomina formula empírica y es la que indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y da la relación entre el número  de átomos de cada clase presentes en la formula.

-         Formula Química Molecular: Indica el numero de átomos presentes en un compuesto molecular y la cantidad de átomos de cada clase presentes el ella. La formula molecular se usa únicamente en los compuestos covalentes. En una formula molecular el sub-índice indica el numero de átomos presentes en una molécula de un compuesto.



-         Formula Química Estructural: Indican la forma en que los átomos de los elementos se encuentran enlazados en una molécula. En ella se describe la estructura molecular del compuesto empleado. Este tipo de formula se aplica básicamente en la química orgánica.





Fórmulas moleculares, empíricas y estructurales. Parte 1 de 2.

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Webgrafía y Bibliografía

Aquí hay unas páginas de Internet y fuentes donde nos apoyamos para hacer el Blog. Estas pueden ser muy útiles para profundizar los temas vistos.

Bibliografía:

  • Mondragón, Humberto. Química Inorgánica. Editorial Santillana. Bogotá, 2008.
  • Enciclopedia Temática del Estudiante, El Colombiano.
  • El Libro del Saber, Editorial Kingfisher.
Webgrafía:

Cálculo de Protones, Electrones y Neutrones en un átomo neutro

Un átomo esta formado por un núcleo donde existen protones (positivos) y neutrones. Alrededor de ese núcleo giran los electrones (negativos). El núcleo es la parte mas pequeña del átomo, no obstante el núcleo es lo que más pesa, es decir, el núcleo es lo que le da peso al átomo.


Entonces si en el núcleo hay protones y neutrones, los cuales representan el mayor porcentaje del peso total del átomo, se puede deducir que:





Peso atómico= protones +neutrones.


El número atómico (Z) equivale al número de protones, y el número de electrones es igual al número de protones. Entonces, si el número atómico de un elemento es 25, quiere decir que tiene  25 protones y 25 neutrones. Esta regla sólo se cumple cuando se está trabajando con un átomo neutro. Si se está trabajando con un átomo que no es neutro lo que pasa es que si va acompañado de un número positivo, se le resta al número de protones y se obtienen los electrones, o si va acompañado de un número negativo, se le suma al número de protones y se obtienen los electrones.
Ejemplo:
S (azufre):
Z=16
Entonces tiene 16 protones y 16 neutrones.
A= 32
Neutrones= A-protones
Neutrones= 16

Pero si se está trabajando con un átomo que no es neutro sería así:
S2
Z=16
Protones=16
Electrones= # de protones -2
Electrones= 14
Neutrones= 16

S-2
Z=16
Protones= 16
Electrones= # de protones +2
Electrones= 18
Neutrones= 16

Para hallar el número de neutrones en un átomo se sigue el siguiente procedimiento:
1. Se averigua el número de masa (A) del elemento
2. A este número se le resta el número de protones o Z. Así se obtienen los neutrones. 





           Ejemplo de cálculo de neutrones, protones y electrones

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Cálculos de Fórmulas Mínimas y Moleculares

Fórmulas Mínimas

Para calcular las fórmulas químicas mínimassiga el siguiente procedimiento:
1. Los porcentajes de cada sustancia (elemento), trabájelos como si fueran gramos.
2. Convierta los gramos de cada elemento a moles.
3. Divida cada resultado por el menor de ellos.
4. Aproxime o multiplique para encontrar los enteros de cada elemento, los cuales se ponen como subíndices.
Ejemplo:
Determine la fórmula empírica de un compuesto que contiene 25,4% de Nitrógeno, 17% de Potasio y 57,6% de Oxígeno.

1. Covertir a gramos.
 25,4% de N= 25,4 gramos de N
17% de K= 17 gramos de K
57,6% de O= 57,6 gramos de O.

2. Convertir a moles.

  • Moles de N: 25,4 g de N * 1 mol de N / 14,006 = 1,81 moles de N.
  • Moles de K: 17 g de K * 1 mol de K / 39,102 = 0,43 moles de K.
  • Moles de O: 57,6 g de O * 1 mol de O / 15,99 = 3,6 moles de O.
3. Dividir por el menor.

  • N: 1,81 / 0,43 = 4,2.
  • K: 0,43 / 0,43 = 1
  • O: 3,6 / 0,43 = 8,37
4. Aproximar los resultados y ponerlos como subíndices.

N: 4,2 = 4
K: 1= 1
O: 8,37= 8

= N4KO8.

Nota: Este es sólo un ejemplo. No hemos comprobado la existencia de este compuesto.





Fórmulas Moleculares


Indica la relación real de átomos que existen en las moléculas que forman un compuesto. Sólo es pertinente hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. 
Para calcular la fórmula molecular se debe conocer la masa molecular del compuesto y la masa de la fórmula mínima. Al dividir estas dos cantidades, nos dará un número entero, el cual multiplica cada uno de los elementos de la fórmula mínima, para dar como resultado la fórmula molecular.


Ejemplo:
Si tenemos un óxido de hierro, con el 77.7% de Fe y 22.3% de O, cuál es la Fórmula empirica y molecular? Lamasa molecular de este compuesto es 143,7 u.m.a.
1. Encontrar la fórmula mínima.

Fe: 77,7%= 77,7 g.
O: 22,3%= 22,3 g.

Moles de Fe: 77,7 g * 1 mol de Fe / 55,84 g de Fe = 1,39
Moles de O: 22,3 g * 1 mol de O / 15,99 g de O= 1,39

Fe= 1,39 / 1,39= 1
O= 1,39 / 1,39 = 1 
FeO = Fórmula Mínima.

2. Encontrar Fórmula Molecular.

Masa Molecular: 143,7 u.m.a.
Masa fórmula mínima: 
Fe= 55,84 u.m.a.
O= 15,99 u.m.a.
Estos dos se suman y da 71,83 u.m.a.

143,7 u.m.a. / 71,83 u.m.a. = 2

Fórmula Mínima * 2 = Fórmula Molecular
FeO * 2 = Fe2O2.

Fórmulas moleculares y empíricas - parte 2 de 2.

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Número de Avogadro

Es el número de átomos o moléculas que hay en un mol, que se basa en el número de átomos que contienen 12 g de Carbono-12. El Carbono es la unidad patrón que se emplea actualmente. El número de Avogadro equivale exactamente a: N_{\rm A}=6.022\ 141\ 79(30)\times 10^{23}\ \mbox{mol}^{-1} , aunque comúnmente se aproxima a 6,023x10^23 partículas.

Este número se conoce por este nombre porque fue el químico Italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) quien estableció esta regla. Además, este también descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas.
El número de Avogadro también se puede definir en unidades de libra-mol (lb-mol) y el onza-mol (oz-mol).
NA = 2.731 597 57(14) . 1026 lb-mol.−1 = 1.707 248 479(85) . 1025 oz-mol.−1




Aplicaciones:

  • El número de Avogadro es de vital importancia en la quimica porque define una unidad que siempre se  utiliza  en la estequiometría (cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química): el mol.
  • También sirve para calcular en química mas avanzada, datos tales como la masa de un átomo concreto, la masa de una molécula aislada, o para contabilizar moleculas totales en una masa dada de una sustancia.






HIPOTESIS DE AVOGADRO


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