Fórmulas químicas: mínimas, moleculares y estructurales.

Clasificación de las fórmulas químicas.
Existe una clasificación de las distintas formas en que podemos representar las fórmulas de los distintos compuestos químicos, entre las cuales podemos citar: empíricas o mínimas, moleculares, estructurales y fórmulas de Lewis.

1) Fórmula mínima o empírica: Es el tipo de fórmula que se obtiene a través de un análisis químico. Nos proporciona información sobre el tipo de átomos que forman parte de la molécula y por supuesto la relación mínima (a nivel de números enteros) en la cual estos se combinan.
Ejemplo:
La fórmula empírica del ácido sulfúrico es (H2SO4).

La fórmula empírica del n-butano es (C2H5).


2) Fórmula molecular: Esta clase de fórmula expresa la composición o cantidad real de átomos que forman parte del compuesto.
En algunas ocasiones, la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica y en ciertas ocasiones no.

Ejemplo:
La fórmula molecular del ácido sulfúrico es (H2SO4).

La fórmula molecular del n-butano es (C4H10).

3) Fórmula estructural: Es aquella que expresa con líneas o trazas la cantidad de enlaces entre los distintos átomos y la manera en que se distribuyen en la molécula.


Fórmula molecular. Fórmula estructural

H2SO4..........

Número de Avogadro

El número de avogadro puede definirse como la cantidad de entidades elementales (átomos, electrones, iones y moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia.

Número de Avogadro: N = 6,023 x 10 ²³

Cálculo de moles de un elemento y de un compuesto

1 MOL de un elemento = 6.022 x 1023 átomos

Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.

A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.
KOH (hidróxido de potasio)

K	1 x 39.10 =	39.10
O	1 x 16.00 =	16.00
H	1 x 1.01 =	1.01 +
		56.11 g

Peso atómico y peso molecular

El peso atómico se saca multiplicando el peso atomico por el número de elemento y después se suma con los otros elementos que acompañan el compuesto

.

Isótopos y ejemplos

Son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número atómico (Z) y diferente masa atómica ( diferete # de neutrones) se representa así

a

E donde E es el simbolo quimico de elemnto

z a masa atomica

z numero atomico

los isotopos se utilizan para encontrar la masa atomica ed los elementos quimicos siguiendo el siguiente procedimiento:

- se multiplica la masa atomica de cada isotopo por su anumdamcia en la nauraleza y se divide por 100. los resutados parciales se suman dando un resultado final que equivale a la asa atomica relativa de los elementos

EJEMPLO:

El cobre (metal) las masas atomicas de sus 2 isotopos estables 63

CU son:62.93 u.m.a ( 69.09%)

29

65

CUson: 64.9278 u.m.a(30.91%)

29

62,93 u.m.a x 69.09% + 64,9278 u.m.a x 30.91%

_______________ ________________

100% 100%

43,478 + 20,0691 = 63,547 u.m.a

Cálculo de protones, electrones y neutrones en un átomo neutro y en un ión.

El número de electrones en un átomo es siempre igual al número de protones en ese mismo átomo. Como la masa atómica de un elemento periódico es igual al peso de los átomos de los protones y los neutrones de si, la siguiente ecuación se puede utilizar para calcular el número de cualquier partícula en un átomo:

número de neutrones = masa atómica - el número atómico