En esta lección
Llévatelo
- Diapositivas de la lección (en inglés) (PDF)
- Hoja de práctica (próximamente)
Pregunta esencial
¿La receta de un compuesto es siempre la misma?
Al terminar esta lección, deberías poder encontrar qué porcentaje de la masa de un compuesto viene de cada elemento, y usar datos de porcentaje para encontrar la fórmula empírica de un compuesto.
El video está en inglés. ¿El video no carga? Míralo en YouTube.
Sustancias puras
- Formadas por un solo tipo de partícula
- Moléculas: átomos enlazados como una unidad
- Unidades fórmula: iones en una proporción fija
El agua está formada por moléculas separadas. El cloruro de sodio está formado por iones empacados en un patrón que se repite, así que no existe una molécula individual de NaCl. En cambio, una unidad fórmula describe la proporción más sencilla de iones: un Na+ por cada Cl−.
Ley de las proporciones definidas
- Un compuesto siempre tiene la misma proporción en masa de sus elementos.
- El tamaño de la muestra y su origen no importan.
Un vasito de agua y un tanque grande de agua tienen aproximadamente 1 gramo de hidrógeno por cada 8 gramos de oxígeno. Si la proporción es distinta, es otro compuesto.
Composición porcentual
% de elemento = (masa del elemento ÷ masa del compuesto) × 100
- Porcentaje de la masa de un compuesto que viene de cada elemento
- Usa la masa molar para 1 mol.
Un mol de agua son 18.02 g, y 2.016 g de eso son hidrógeno: 2.016 ÷ 18.02 × 100 = 11.2% de hidrógeno. El otro 88.8% es oxígeno. Tus porcentajes siempre deben sumar 100.
Fórmula empírica y fórmula molecular
- Fórmula molecular: los átomos reales de una molécula
- Fórmula empírica: la proporción más baja de números enteros
| Compuesto | Fórmula molecular | Fórmula empírica |
|---|---|---|
| Glucosa | C6H12O6 | CH2O |
| Peróxido de hidrógeno | H2O2 | HO |
| Agua | H2O | H2O |
La glucosa se divide exactamente entre 6 y el peróxido de hidrógeno entre 2. El agua ya está en su proporción más baja, así que sus fórmulas molecular y empírica son iguales.
Obtención de una fórmula empírica
- Porcentaje a masa (supón una muestra de 100 g)
- Masa a moles (÷ masa molar)
- Divide todo entre el menor
- Multiplica hasta obtener números enteros
Aquí hay una rima para recordar los pasos: porcentaje a masa, masa a mol, divide entre el menor y multiplica hasta que sea entero.
Corrección de proporciones decimales
- Redondea solo si está muy cerca: 1.98 → 2
- Si no, multiplica TODOS por el mismo número.
| Si la proporción termina en | Multiplica por | Ejemplo |
|---|---|---|
| .5 | 2 | 1.5 → 3 |
| .33 o .67 | 3 | 1.33 → 4 |
| .25 o .75 | 4 | 1.25 → 5 |
Ejemplos resueltos
Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.
Ejemplo 1: Composición porcentual
¿Cuál es el porcentaje en masa de nitrógeno en el nitrato de amonio, NH4NO3?
Mostrar la solución
- Cuenta el nitrógeno: un N en NH4 y uno en NO3: 2 × 14.01 = 28.02 g
- Hidrógeno: 4 × 1.008 = 4.032 g
- Oxígeno: 3 × 16.00 = 48.00 g
- Masa molar: 28.02 + 4.032 + 48.00 = 80.05 g/mol
- Porcentaje: 28.02 ÷ 80.05 × 100 = 35.0%
- Respuesta: 35.0% de N
- La trampa: no olvides el segundo nitrógeno del NO3.
Ejemplo 2: Fórmula empírica
Un compuesto tiene 40.0% de carbono, 6.7% de hidrógeno y 53.3% de oxígeno en masa. Encuentra su fórmula empírica.
Mostrar la solución
- Porcentaje a masa: supón 100 g: 40.0 g de C, 6.7 g de H, 53.3 g de O
- Carbono: 40.0 ÷ 12.01 = 3.33 mol
- Hidrógeno: 6.7 ÷ 1.008 = 6.65 mol
- Oxígeno: 53.3 ÷ 16.00 = 3.33 mol
- Divide entre el menor: ÷ 3.33 da C = 1.00, H = 2.00, O = 1.00
- Respuesta: CH2O
Ejemplo 3: Fórmula empírica con ajuste de la proporción
Un compuesto contiene 69.9% de hierro y 30.1% de oxígeno en masa. Encuentra su fórmula empírica.
Mostrar la solución
- Porcentaje a masa: supón 100 g: 69.9 g de Fe, 30.1 g de O
- Hierro: 69.9 ÷ 55.85 = 1.252 mol
- Oxígeno: 30.1 ÷ 16.00 = 1.881 mol
- Divide entre el menor: ÷ 1.252 da Fe = 1 y O = 1.50. Eso no está lo bastante cerca como para redondear.
- Multiplica: termina en .5, así que multiplica los dos por 2: Fe = 2, O = 3
- Respuesta: Fe2O3 (herrumbre)
Ejemplo 4: Proporciones definidas
La muestra 1 de un compuesto contiene 4.00 g de Ca y 7.10 g de Cl. La muestra 2 contiene 8.00 g de Ca y 14.20 g de Cl. ¿Podrían ser estas muestras el mismo compuesto? Justifica tu respuesta.
Mostrar la solución
- Proporción de la muestra 1: 4.00 g de Ca ÷ 7.10 g de Cl = 0.563
- Proporción de la muestra 2: 8.00 g de Ca ÷ 14.20 g de Cl = 0.563
- Respuesta: sí, las proporciones en masa son iguales
Ejemplo de justificación para el examen: De acuerdo con la ley de las proporciones definidas, un compuesto puro siempre tiene la misma proporción en masa de sus elementos. Las dos muestras tienen una proporción en masa de Ca a Cl de 0.563, así que los datos son consistentes con el mismo compuesto. La muestra 2 es simplemente el doble de grande.
Práctica
La hoja de práctica llegará pronto.
Diapositivas de la lección
Ideas clave
- Un compuesto puro tiene una proporción en masa fija.
- % de elemento = parte ÷ todo × 100
- Fórmula empírica = la proporción más baja de números enteros
- Porcentaje → masa → moles → divide → enteros
De vuelta a la pregunta esencial: sí, un compuesto puro siempre tiene la misma receta, la misma proporción en masa de sus elementos, y esa proporción nos permite encontrar su fórmula empírica. A continuación, el Tema 1.4 trata de las mezclas, donde la receta sí puede cambiar.
Alineación con AP
Esta lección cubre el Tema 1.3, Composición elemental de las sustancias puras, de la Unidad 1 (Estructura atómica y propiedades) de la Descripción del curso y del examen (CED, por sus siglas en inglés) de AP Chemistry del College Board. Objetivo de aprendizaje:
- 1.3.A: Explicar la relación cuantitativa entre la composición elemental en masa y la fórmula empírica de una sustancia pura.
Conocimiento esencial: 1.3.A.1, 1.3.A.2, 1.3.A.3
Habilidad sugerida: 2.A Pregunta y método. Identificar una pregunta científica que se pueda poner a prueba a partir de una observación, datos o un modelo.