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• Nestor Casanova

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Composición Centesimal, Formula Empírica y Formula Molecular

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INDICE Pag.

Introducción……………………………………………..………………………………………….3 Composición Centésimal…………………………………………………………………………..4 Formula Empírica………………………………………………………………………………… 5 Formula Molecular……………………………………………………………………..…………..6 Peso Molecular……………………..…………………………………………………..…………..6 Peso Atómico…………………………….……………………………………………..…………..6 Mol…………………………………………………...…………………………………..…………..7 Conclusión……………………………………………………………….……………..…………..8 Bibliografía………………………………………………………….…………………..…………..9

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INTRODUCCION

La Química estudia los distintos tipos de substancias que aparecen en la Naturaleza, su composición y las transformaciones de unas sustancias en otras, en lo que llamaremos reacciones químicas. Por lo tanto toda la materia que nos rodea es objeto de estudio de la Química, es más, prácticamente todo lo que nos rodea pasa de una o de otra forma por las manos de los químicos. Los procesos químicos se producen todos los días en la naturaleza, en nuestro cuerpo y también en los laboratorios y en plantas de fabricación de productos químicos. Por todo esto es muy importante el estudio del mundo de la Química que abarca todo lo material que hay en nuestro alrededor y todos los cambios y transformaciones que pueden experimentar. A Continuación investigaremos sobre la Composición centesimal, formula empírica, molecular, peso atómico y moles.

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COMPOSICION CENTESIMAL Este indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto.1Se obtiene por análisis gravimétrico y conociendo los pesos atómicos de los compuestos puede determinarse su fórmula mínima o molecular. También se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presente en el compuesto Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión: En donde n1 indica el número de átomos del elemento PM¹ en el compuesto considerado y la masa atómica de dicho elemento

A partir de la fórmula del compuesto y con ayuda de una tabla de masas atómicas, se puede calcular la proporción, en masa, de los distintos elementos presentes en un compuesto. Pero resulta más cómodo efectuar este cálculo a través del concepto de mol puesto que permite un uso razonable, y fácilmente comprensible, de las masas que se tienen de la sustancia. Ejemplo: Calcula la composición centesimal, en peso, de cada uno de los siguientes compuestos: (a) KBr, (b)HNO3. Se entiende por "composición centesimal" la relación entre la masa de cada elemento y la masa total del compuesto, expresada en porcentaje. Si se toma cómo punto de partida un mol de compuesto, se obtiene

(a) Un mol de KBr contiene: Mm(KBr) = 39,1g +79,9g = 119,0g Porcentaje de K = 39,1g/119,0g·100 = 32,9% K 4

Porcentaje de Br = 79,9g/119,0g·100 = 67,1% Br (b) Un mol de HNO3 contiene: Mm(HNO3) = 1,01g + 14,0g + 3·16,0g = 63,0g Porcentaje de H = 1,01g/63,0g·100 = 1,6% H Porcentaje de N = 14,0g/63,0g·100 = 22,2% N Porcentaje de O = 48,0g/63,0g·100 = 76,2% O FÓRMULA EMPÍRICA La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima. En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C6H12O6) es CH2O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben. En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro por cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH2. En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe0,84O y Fe0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

Ejemplo: Para cierto compuesto se encuentra la siguiente composición: 87,5% de nitrógeno y 12,5% de hidrógeno. ¿Qué fórmulas son posibles para este compuesto? Primero se comprueba que los contenidos de nitrógeno e hidrógeno suman 100%, confirmando que sólo hay estos dos elementos. En 100 g de compuesto hay 87,5 g de N y 12,5 g de H. Para transformar estas cantidades en moles, se divide cada una de ellas por la masa molar: nN = 87,5g/14,0g·mol-1 = 6,25 mol N nH = 12,5g/1,0g·mol-1 = 12,5 mol H Los coeficientes estequiométricos serán: Para el N = 6,25/6,25 = 1

Para el H = 12,5/6,25 = 2 5

La fórmula más sencilla o fórmula empírica de este compuesto será: NH2; pero cualquiera de sus múltiplos tendrá la misma composición, como por ejemplo, N2H4, N3H6, etc., o en general, (NH2)n, siendo n un número natural. FÓRMULA MOLECULAR La fórmula molecular expresa el número real de átomos que forman una molécula a diferencia de la fórmula química que es la representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos corresponden a los elementos que forman el compuesto químico representado y los subíndices son la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto.1 Así, por ejemplo, una molécula de ácido sulfúrico, descrita por la fórmula molecular H2SO4 posee dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. El término se usa para diferenciar otras formas de representación de estructuras químicas, como la fórmula desarrollada o la fórmula esqueletal. La fórmula molecular se utiliza para la representación de los compuestos inorgánicos y en las ecuaciones químicas. También es útil en el cálculo de los pesos moleculares. Ejemplo: Para el compuesto anterior se encuentra una masa molecular de 32 u ¿Cuál es su fórmula molecular? La fórmula es un múltiplo de la más sencilla (NH2)n. Entonces su masa molecular será: (14 +2) n= 16 n = 32, de donde n = 2 La fórmula molecular del compuesto es (NH2)2 o N2H4. PESO ATOMICO El peso atómico es una cantidad física adimensional, definida como la razón del promedio de las masas de los átomos de un elemento (de una muestra dada o fuente) con respecto a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (conocida como una unidad de masa atómica unificada).

PESO MOLECULAR El peso molecular es la suma de las masas atómicas de todos los átomos de una molécula de un compuesto específico. El peso atómico de un elemento se calcula

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hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo. Conoce en qué consiste el peso molecular, el peso atómico y la unidad de masa atómica (UMA). Masa Molecular (m.m) o Peso Molecular es la masa de una molécula. Se calcula igual que la masa atómica pero aplicándola a todos los átomos de una molécula. Por ejemplo, la molécula del agua (H2O): 

masa atómica del H = 1,00797



masa atómica del O = 15,99



masa molecular del H2O = 2 · 1,00797 + 15,99 = 18.006

EL MOL Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 Se abrevia como 6,02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro. El concepto de MOL es un concepto fundamental en química. Creo que no basta con definirlo, es necesario reflexionar sobre como llegamos a necesitar el mol en química. En una reacción química unas sustancias reaccionan con otras para dar los productos, por ejemplo para formar agua a partir de hidrógeno y oxígeno necesitamos doble número de moléculas de hidrógeno que de oxígeno. Si pudiéramos ver las moléculas sería fácil, cien moléculas de hidrógeno por aquí, cincuenta de oxígeno por allá, y con una oportuna chispa ya tenemos agua. Pero esto no es posible, las moléculas son demasiado pequeñas. Cuando tomamos una cantidad de hidrógeno o de oxígeno, aunque sean apenas unos gramos contendrán un número inmenso de moléculas. Este es el problema, nos manejamos en gramos cuando tratamos con las sustancias, pero no sabemos las partículas que contienen, necesitamos saber si tenemos una masa de una sustancia cuántas partículas contiene. Así surge la necesidad del mol

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CONCLUSION

Las sustancias que integran éste mundo se presentan generalmente muy mezcladas entre sí; piensa, por ejemplo, en tu ropa, en lo que tienes sobre la mesa, en la comida que tomas, etc... Desde el comienzo de su historia, la Humanidad se ha preocupado por separar las sustancias que le interesaban de esas mezclas para poderlas utilizar, de forma que, desde entonces, se ha ido aislando una cantidad enorme de sustancias a las que se ha tenido que dar nombre y un símbolo que las represente. Posteriormente, cuando comenzó a desarrollarse la Química como ciencia experimental, se constató la necesidad de regular los nombres y las formas de representación de esas sustancias, así como de conocer, medir y relacionar propiedades, nombres y representaciones. El desarrollo tecnológico de nuestra sociedad se fundamenta, en realidad, en la capacidad de la Química para investigar, analizar y desarrollar nuevos materiales que actúen como soporte de las aplicaciones tecnológicas desarrolladas por otras áreas del conocimiento. Y para no perdernos entre esa cantidad ingente de sustancias es necesario conocer las normas que nos permiten nombrar las sustancias puras, representarlas abreviadamente, determinar los valores de sus propiedades materiales básicas (masa y volumen) y conocer la forma en que son usadas en el laboratorio y en la industria. A cada uno de los elementos químicos conocidos le corresponde un símbolo químico formado por una o dos letras; la primera de ellas se escribe siempre con mayúscula y la segunda con minúscula: He, C, Na, F, Fe son símbolos químicos y representan inequívocamente a los elementos helio, carbono, sodio, flúor e hierro, respectivamente, o a un átomo de esos elementos; sin embargo, h, CL na, f, FE no son símbolos químicos. HCl, H2O, H2SO4, C4H10 son las fórmulas químicas del cloruro de hidrógeno, agua, ácido sulfúrico y butano y representan, tanto a cada uno de esos compuestos como a una molécula de ellos. Cuando las fórmulas corresponden a sustancias moleculares (aquellas cuya unidad fundamental es la molécula) los subíndices también nos indican el número de átomos de cada clase que constituyen la molécula: una molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno

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BIBLIOGRAFIA

 https://es.wikipedia.org › wiki › Fórmula_empírica  aula.educa.aragon.es › AGS › Quimica › Unidad_02 › cont_imprimir

 aprendeenlinea.udea.edu.co › lms › ocw › mod › page › view

 recursostic.educacion.es › secundaria › edad

 www.quimicafisica.com › QUÍMICA GENERAL › Los compuestos químicos

 https://www.clubensayos.com › Ciencia

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