Ejemplos de análisis químico y breves explicaciones de los ejemplos

¿Qué es el análisis químico? ¿Cómo se define? Ejemplos de análisis químico con ejemplos y breves explicaciones.

quimica

Debido a que los átomos y las moléculas interactúan entre sí en el nivel atómico, y debido a que no pueden crearse o destruirse, los procesos químicos pueden describirse como ecuaciones químicas equilibradas, en las cuales el número y tipo de átomos en cada lado de la ecuación debe ser el mismo .

Ejemplo: la combustión de etanol, $\displaystyle {{C}_{2}}{{H}_{5}}OH$ , con oxígeno:

$\displaystyle {{C}_{2}}{{H}_{5}}OH+3{{O}_{2}}\to 2C{{O}_{2}}+3{{H}_{2}}O$

En la ecuación anterior, tenga en cuenta que el número total de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno a la izquierda de la flecha es igual al número total a la derecha.

El análisis químico es una técnica que puede proporcionar información sobre el porcentaje de masa y, por lo tanto, ayuda a determinar la proporción de átomos de diferentes elementos en un compuesto y / o determinar la pureza de una muestra.

Para calcular la relación molar de un compuesto a partir de masas dadas, las siguientes ecuaciones son útiles:

# de moles en la muestra = masa del elemento en la muestra / masa atómica del elemento
relación molar de A: B = # de moles de A en la muestra: # de moles de B en la muestra

Ejemplo 1: una muestra de un compuesto de nitrógeno y oxígeno se encuentra mediante análisis que contiene 7 g de nitrógeno y 20 g de oxígeno. Para determinar su fórmula empírica, divide por las masas atómicas:

N: 7 g / 14.001 g / mol = 0.5 mol N
O: 20 g / 15.999 g / mol = 1.25 mol O
La relación molar de N a O es 0.5: 1.25, que en números enteros es 2: 5 (recuerde, ¡nunca puede tener fracciones de átomos en una molécula!)
La fórmula empírica de la molécula es por lo tanto $\displaystyle {{N}_{2}}{{O}_{5}}$ .

Un problema de análisis químico más avanzado implica el uso de una ecuación química equilibrada y de masas.

Química Organica

Ejemplo 2: Encuentre la fórmula empírica de una muestra de 4.41 g de hidrocarburo que produce 13.2 g de $\displaystyle C{{O}_{2}}$ y 7.21 g de H2O en la combustión en $\displaystyle {{O}_{2}}$ .

Esto es una combustión, cada C produce un $\displaystyle C{{O}_{2}}$ y cada H produce 1/2 $\displaystyle {{H}_{2}}O$ , por lo que la reacción balanceada debe ser:

$\displaystyle {{C}_{X}}{{H}_{Y}}+Z{{O}_{2}}\to XC{{O}_{2}}+\left( Y/2 \right){{H}_{2}}O$
Lunares de $\displaystyle C{{O}_{2}}$ = 13.2 g / 44.01 g / mol = 0.300 mol de $\displaystyle C{{O}_{2}}$
Lunares de $\displaystyle {{H}_{2}}O$ = 7.21 g / 18.02 g / mol = 0.400 mol $\displaystyle {{H}_{2}}O$

A partir de la ecuación equilibrada, el número de moles de C originalmente presentes debe ser de 0.300 moles, y el número de moles de H originalmente presentes debe ser (0.400 x 2) o 0.800, por lo que la relación de C: H es de 0.3: 0.8

En números enteros, la relación de C: H debe ser 3: 8, por lo que la fórmula empírica del hidrocarburo debe ser $\displaystyle {{C}_{3}}{{H}_{8}}$ .