Formulación de fórmulas químicas utilizando cantidades físicas

Constante de Avogadro. La constante de Avogadro es el factor de proporcionalidad que relaciona el número de partículas constituyentes con la cantidad de sustancia en la muestra. Es el número de unidades que hay en un mol de cualquier sustancia. Esto es igual a 602214076 ×10²³. Las unidades de una sustancia pueden ser electrones, átomos, iones o moléculas. Depende de la naturaleza de la sustancia y de las características de la reacción. ¿Qué más podemos aprender sobre el número de Avogadro?.

Es SILa unidad es el inverso multiplicativo del mol. Eso es mol⁻¹. Recibe su nombre en honor al científico italiano Amedeo Avogadro. La constante de Avogadro se denota por NA. Esto significa que un mol de cualquier sustancia contiene 6,02214076 × 10²³ partículas elementales. Es una cantidad adimensional. Se utiliza comúnmente como factor de conversión que se muestra aquí.

Constante de Faraday. Un Faraday representa la magnitud de la carga eléctrica de un mol de electrones. Es equivalente a la constante de Faraday. Se denota con el símbolo F. Tiene un valor universalmente aceptado de constante de Faraday. Esta constante se puede expresar en la fusión de otras dos constantes como F=eNA. Aquí, e es la carga del electrón en culombios. NA es la constante de Avogadro. La constante de Faraday se utiliza comúnmente en electrólisis. Al dividir la cantidad de carga en culombios por la constante de Faraday, obtenemos el número de elementos en moles que se han oxidado.

Fracción de masa. La fracción de masa de una especie es la masa de la especie por unidad de masa de la mezcla. Un ejemplo es un gramo de especie en un kilogramo de una mezcla. Expresado de otra manera, en una mezcla, una fracción de masa es la cantidad de masa de una sustancia, dividida por la masa de la mezcla total. La suma de todas estas fracciones de masa es igual a 1. Por lo tanto, la fracción de masa no tiene unidad. Su fórmula se muestra aquí como Wᵢ. El porcentaje de masa es la masa de la sustancia química, dividida por la masa total y multiplicada por 100.

Calculemos la fracción de masa de CO₂ en una mezcla de CO₂, O₂, N₂ y CH₄. La masa del dióxido de carbono es 88,02 g. Lo escribimos arriba. Luego en la parte inferior escribimos las masas de todos los compuestos. La masa del oxígeno es 319,98 g. La masa del nitrógeno es 1456,73 g. La masa del metano es 20,86 g. Por lo tanto, la fracción de masa de CO₂ es 0,05. En la figura se dan ejemplos de fracciones de masa de otras especies. De la misma manera que calculamos la fracción de masa de CO₂ se puede calcular la fracción de masa de nitrógeno, oxígeno y metano.

Fracción de volumen. La fracción de volumen es el volumen del constituyente dividido por el volumen de todos los constituyentes de la mezcla antes de mezclar. Es adimensional. Se expresa en números. Su unidad es 1. La fracción de volumen también ayuda a encontrar porcentajes de volumen. Veamos otro ejemplo. En una mezcla de agua y ácido clorhídrico, el agua tiene un volumen de 0,001m³ y el ácido clorhídrico tiene un volumen de 0,14143m³. La fracción de volumen de agua en esta mezcla es 0,007 De la misma manera podemos encontrar la fracción de volumen del ácido clorhídrico.

Fracción molar. La fracción molar se describe como los moles de un componente de la mezcla divididos por el número de moles de la composición total de la mezcla. Es adimensional. Se denota con el símbolo x. ¿Puedes pensar en algún ejemplo que describa la fracción molar?.

A partir de la fracción molar, también se puede encontrar el porcentaje molar, como se muestra aquí. Podemos hacer esto porque es una unidad de cantidad de constituyentes dividida por la cantidad total de todos los constituyentes en una mezcla. Veamos una mezcla con el siguiente número de moles. Tiene 1,71 moles de N2, 0,454 moles de CO₂, 0,556 moles de H₂Oy 0,969 moles de O₂. Podemos encontrar la fracción molar de N2en esta mezcla como se muestra aquí. De manera similar, la fracción molar de CO₂, H₂Oy O₂se puede encontrar.

Relación masa-volumen. La relación masa-volumen describe la densidad. La densidad se expresa en gramos por unidad cúbica. Mediante esta fórmula se pueden utilizar dos valores cualesquiera para calcular el tercero. Aquí se muestra una forma sencilla de recordar su relación. La densidad también se define como masa por unidad de volumen. La masa es la cantidad de material que hay dentro de un objeto. Cuanto más material haya, mayor será la masa.

Veamos un ejemplo. Tenemos que encontrar una masa para un material con una densidad de 6,5 g/cm3 y un volumen de 3,5 cm3. Para obtener la masa multiplicamos la densidad por el volumen. Por lo tanto la masa será 22,75 gramos. Consideremos otro ejemplo. La masa y el volumen del metal osmio son 50 g y 2,22 cm3 respectivamente. Por lo tanto, para calcular la densidad dividimos la masa por el volumen. Obtenemos una densidad de 22,5 g/cm³.

Relación mol a volumen. La aplicación más común de esta relación mol a volumen es el volumen molar de gas a temperatura y presión estándar. El STPLa temperatura es 273,15k y la presión es 1atm. Un mol de gas ideal equivale a 22,4 litrosTambién se expresa en Molaridad. La molaridad es el número de moles de soluto disueltos en un decímetro cúbico de solución. En otras palabras, el número de moles de soluto dividido por el volumen de solución da la molaridad.

Para encontrar la concentración molar, los moles deben dividirse por el número de litros utilizados en la solución. Es la cantidad de sustancia por unidad de volumen de solución. Se expresa como mol/L. Veamos un ejemplo de 10g de ácido acético que se disuelve en 1,25L de agua. Su concentración molar se toma de la siguiente manera. El ácido acético tiene la fórmula molecular de CH₃COOH. Para obtener moles, dividiremos la masa en gramos, que es 10, por la masa molar del ácido acético. Entonces, utilizando la fórmula de molaridad, dividimos los moles por el volumen. Al hacerlo así, obtenemos una concentración molar de ácido acético de 0,1332 M.

Partes por millón (ppm). Partes por millón indica aproximadamente cuántas partes de soluto hay en un millón de partes de la solución. Podemos preparar una solución de 1 ppm disolviendo 1 mg de solución en 1000 ml del disolvente. Se calcula dividiendo la masa de soluto por la masa de solución y luego multiplicándola por un millón. Por lo tanto, podemos decir que 1 ppm es el 0,0001 por ciento de la solución. También podemos encontrar el porcentaje en ppm como se muestra aquí.

También se puede expresar de diferentes maneras como miligramos por kilogramo o microgramos por litro. Para calcular ppm debemos estar seguros de lo siguiente. Nos aseguramos de medirlo como masa de soluto y solución, o como volumen de soluto y solución. Ambos lados deben ser de la misma unidad, ya sea masa o volumen. Veamos un ejemplo de cálculo de ppm de sal en agua. La solución tiene 0,007 g de sal y una solución de 1 kilogramo. Primero, convertiremos la masa de gramos de sal a kilogramos. Luego podemos calcular ppm multiplicando un decimal por 1 millón.

Partes por mil millones (ppb). Es una concentración menor que ppm. Las concentraciones de sustancias se convierten a ppb cuando éstas son extremadamente volátiles para la vida humana y los sistemas biológicos. Este tipo de concentraciones exigen un seguimiento cuidadoso. Es mil veces un millón, mayor en magnitud que un millón. ppb se puede calcular como se muestra aquí.

Es el número de unidades de masa de una sustancia por cada 1000 millones de unidades de masa total de solución. Se utilizan para medir la concentración de un contaminante en suelos y sedimentos. Por ejemplo, un suelo que tiene 6 ppm tendrá ppb como se muestra aquí.

Fórmula empírica. Es la relación de números enteros más simple de átomos en un compuesto. Da las proporciones de los elementos en el compuesto, pero no el número real ni la disposición de los átomos. Esta es la proporción de números enteros más baja de elementos en el compuesto. ¿Cómo encontrarías la fórmula empírica de un compuesto? Aquí se muestra un ejemplo de fórmula empírica.

Para calcular la fórmula empírica primero hay que encontrar el porcentaje de masa de los elementos en el compuesto. Luego tenemos que cambiar el porcentaje a gramos. Luego habrá que decidir todas las masas por sus respectivas masas molares. Seleccione la respuesta más pequeña de moles y divida todo por eso. Este coeficiente resultante serán los subíndices en la fórmula química. Veamos un ejemplo de un compuesto que contiene 32,65% de azufre, 65,3% de oxígeno y 2,04% de hidrógeno. Su fórmula empírica se calcula en la ilustración dada.

Fórmula molecular. La fórmula molecular presenta la relación de átomos que constituyen el compuesto. Es una representación de una molécula que utiliza símbolos químicos para indicar los tipos de átomos seguidos de subíndice. Muestra el número de átomos de cada tipo en la molécula. Es una fórmula química que da el número total de átomos de cada elemento en cada molécula de una sustancia. Un subíndice cuando se escribe después del símbolo indica el número de átomos de cada elemento en la molécula.

Para calcular la fórmula molecular se deben seguir estos pasos. Veamos esto como un ejemplo donde se analiza un polvo blanco y se descubre que tiene una fórmula empírica de P₂O₅. El compuesto tiene una masa molar de 283,88 g. La fórmula molecular del compuesto se calcula en la ilustración.

La relación entre la fórmula empírica y molecular. En general, la fórmula empírica se multiplica por un número entero n, lo que da la fórmula molecular. La fórmula molecular es igual a la fórmula empírica multiplicada por n como se muestra. Aquí n es un número entero y su valor se puede calcular como se muestra aquí. Similitudes entre la fórmula empírica y la molecular. Ambos indican todos los elementos de un compuesto. Ambos indican la relación de átomos con cada elemento del compuesto.

Diferencias entre fórmula empírica y molecular. La fórmula empírica expresa la menor relación de números enteros de átomos en el compuesto. Los compuestos iónicos siempre se escriben en la fórmula empírica, como en NaCl y HCl. La fórmula molecular es la fórmula real de un compuesto que da el número y el tipo de cada átomo. Los compuestos covalentes siempre se escriben en la fórmula molecular, como por ejemplo CO₂.

Derivación de fórmulas moleculares midiendo cantidades físicas. Las cantidades físicas son las propiedades físicas de un material que pueden cuantificarse mediante medición. Se puede expresar como un valor numérico con la unidad. Algunos ejemplos de cantidades físicas son masa, longitud, tiempo, temperatura, fuerza, velocidad y densidad. Podemos derivar la fórmula molecular a partir de la masa y la masa molar, que son cantidades físicas.

Veamos un ejemplo donde hay que determinar la fórmula molecular. Si existe un compuesto con fórmula empírica CF₂ y masa molar de 200,04 g/mol, ¿cómo calculamos la fórmula molecular? La masa molecular es 200,04 g/mol. Pero no conocemos la fórmula empírica de la masa. Para calcularlo, determinamos las masas atómicas de los átomos de la tabla periódica y sumamos esas masas de acuerdo con la fórmula empírica como se da en la ilustración.

Algunos ejemplos no triviales. Como la masa de las moléculas también es igual a la densidad de vapor multiplicada por 2. Podemos derivar fórmulas moleculares por cantidad física de densidad. Ejemplo. Se encuentra que el compuesto 'A' contiene 36,5% de Na, 25,4% de S y 38,1% de O. Su densidad de vapor es 63. Su fórmula molecular se determina en la ilustración.

Determinar la fórmula molecular de un compuesto que contiene 6,67% de Hidrógeno, 40% de Carbono y 0,6 g de compuesto contenido en 224 cc a NTP. El carbono y el hidrógeno contienen el 40% y el 6,67% del 100% respectivamente. Por lo tanto, el resto es absorbido por el oxígeno. Ahora, calculamos la fórmula empírica de los compuestos como se muestra en la tabla. Como sabemos, el peso dividido por el peso molar es igual al volumen dividido por el volumen molar, por lo que podemos calcular el peso molar del oxígeno como se muestra en la ilustración. La fórmula molecular se calcula en la ilustración como C₂H₄O₂.