7.36 g de un compuesto se ha descompuesto para dar 6.93 g de O. El otro elemento en el compuesto es H. Si la masa molar es 34 g, ¿cuál es la fórmula molecular?

Answer 1

Espero que esto sea lo suficientemente claro! Dime si no lo es.

PASO 1: Encuentra la fórmula empírica

1. Primero tenemos que encontrar el número de moles de cada elemento en el compuesto. Número de moles = masa / MR Hagamos esto para oxígeno primero: 6.93 / 16 = 0.433125 Ahora, hagámoslo para hidrógeno: 7.36 – 6.93 = masa de hidrógeno = 0.43. Ahora encontremos Número de Moles = 0.43 / 1 = 0.43
2. A continuación, tenemos que encontrar la proporción más simple entre el número de moles, esta será la fórmula empírica. Hacemos esto dividiendo cada número de moles por el más pequeño, y luego redondeando al entero más cercano. Aquí el más pequeño entre 0.433125 y 0.43, es 0.43. Entonces, para Oxygen: 0.433125 / 0.43 = 0.9927 que es aproximadamente 1 (la razón por la que no es exactamente uno es debido a un error experimental). Ahora para el hidrógeno: 0.43 / 0.43 = 1 . Por lo tanto, la relación es 1: 1. Y por lo tanto, la fórmula empírica es H101, que es HO.

PASO 2: Encuentra la Fórmula Molecular

1. Primero encuentre la relación de masa molecular (molar) a masa empírica. La masa empírica = 1H + 1O = 1 + 16 = 17 . La masa molar se da como 34 . 34/17 = 2
2. La fórmula molecular = Esta relación x la fórmula empírica. Entonces, 2 x H1O1 = H202

Answer 2

¿Cuántos moles de átomos de O hay en 6.93 g?

¿Qué masa del compuesto es H?

¿Cuántos moles de átomos de H hay en esa masa?

¿Cuál es la relación numérica más simple de átomos de H a átomos de O?

¿Cuántos moles de esas unidades pesan 34 g?

Este compuesto es un oxidante fuerte, a menudo utilizado como blanqueador o desinfectante. Puede usar esto para verificar su respuesta, una vez que tenga una.

Fuente de imagen.

Answer 3

No sé nada sobre la clase en la que estás, pero suena como H2O. ~ 9 gramos de H2O se descompondrán en ~ 8 gramos de O2, matemáticas físicas simples:

O = 8 protones, 8 neutrones

H = 1 protón

Esto produce una relación sorprendentemente cercana a 7.36: 6.93

Quizás con esta respuesta, puede descubrir una manera nueva y única de ver sus problemas de química.

O problemas de bioquímica. Todavía no estoy en tu clase.

Answer 4

Esta es una pregunta bastante clásica de composición. Aprende a hacer uno, y todos serán fáciles a partir de ese momento.

De la información proporcionada, la muestra consta de 6.93 g O y 0.43 g H. Como las fórmulas químicas tratan con átomos en una molécula o moles de átomos en un mol de un compuesto, necesitamos convertir estas cantidades de O y H en moles.

(6.93 g O) / (16 g / mol) = 0.433 mol O

(0.43 g H) / (1 g / mol) = 0.43 mol H

Ahora, dado que las fórmulas químicas suelen ser proporciones de números enteros pequeñas de los elementos, “normalizamos” estas cantidades de moles dividiendo por el número más pequeño.

0.433 mol O / 0.43 = 1.007 O

0.43 mol H / 0.43 = 1 H (tenga en cuenta que el elemento con el menor número de moles siempre saldrá con un “1” aquí)

Entonces, lo que hemos encontrado es que O y H están en una proporción de 1.007: 1 en este compuesto. Dado que los subíndices en las fórmulas químicas son siempre números enteros, redondeamos cualquiera de estos números al número entero más cercano si está bastante cerca.

Eso nos da una fórmula empírica de HO.

La fórmula de la masa de HO es 1.008 + 15.999 = 17.007

Nos dicen que la masa molar es de 34, por lo que queremos saber cuántas veces la masa de la fórmula “encaja” en la masa molar:

34 / 17.007 = 2 (de nuevo, necesita el número entero aquí)

El resultado, 2, indica que hay dos unidades de fórmula empírica / molécula. Entonces multiplica HO por 2 para obtener H2O2. Esa es la fórmula molecular.

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La dirección errónea más común que probablemente verás es si las cantidades de mole normalizadas no se redondean a un número entero cercano.

Por ejemplo, si viste algo como esto después de la normalización:

1 C

1.31 h

NO debe tener la tentación de redondear H a 1. No está lo suficientemente cerca ni lo suficientemente cerca. Pero está cerca de 1–1 / 3. “Pero”, dices, “¡Necesito números enteros!” “Sí”, le digo. “¿Qué tal si multiplicas ambos valores normalizados por 3?” Ahora tenemos

3 C

3,93 h

Y ahora, PODEMOS redondear a una fórmula empírica de C3H4.

Answer 5

Creo que ya se dan grandes respuestas. Por cierto, si necesita ayuda profesional en su pregunta de tarea. Puede llamar a expertos de grado completo en http://www.fullgrade.com [1]

Notas al pie

[1] Cursos universitarios, guías de estudio, tutores en línea, tareas, asignaciones