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CLASE 1 M G . S C . M Ó N I C A VA C A P R O A Ñ O


Temas y Subtemas TEMAS 1. Reacciones químicas

SUBTEMAS 1.1. Fórmula empírica y molecular 1.2. Estequiometría

1 semana

1.3. Reactivo limitante 1.4. Rendimiento de la reacción


Objetivo • Determinar las relaciones principales entre masa, átomos y moles de un elemento. • Definir fórmulas empíricas y moleculares. • Evaluar el reactivo limitante y el rendimiento de una reacción


FĂłrmula empĂ­rica y molecular


Masa atómica y molecular Masa atómica promedio: La masa atómica del carbono en una tabla periódica no es exactamente 12 uma, sino 12,01 uma.

La razón: existe más de un isótopo de cada elemento.

Se establece la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.


Masa atómica y molecular Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13: • 98,90% de carbono-12 con una masa atómica de 12,0000 uma • 1,10% de carbono-13 con una masa atómica de 13,00335 uma Así la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue: (0,9890)*(12,0000 uma) + (0,0110)*(13,00335 uma) = 12,01 uma.


Masa atómica y molecular Masa molecular: Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada también peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. masa molecular del H2O= 2*(masa atómica del H) + masa atómica del O = 2*(1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma.


Número de Avogadro En el sistema internacional el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.

Al número real de átomos en 12 gramos de carbono 12 se ha determinado experimentalmente y se denomina número de Avogadro: NA = Número de Avogadro = 6.022 x 1023


Masa molar La masa atómica del carbono-12 es 12 umas y la masa de un mol de átomos de carbono-12 es 12 gramos. La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es igual al peso atómico de ese elemento en uma. A la masa de un mol de unidades (átomos o moléculas) se le llama masa molar del elemento o compuesto. Las unidades de la masa molar son g/mol. • Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos • Una molécula de NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos


Relaciones entre masa y número de moles y átomos Masa del elemento (m)

m/M

n*M

Número de moles del elemento (n)

n * NA

N / NA

NA = Número de Avogadro = 6.022 x 1023 M = Masa molar (g/mol)

Número de átomos del elemento (N)


ComposiciĂłn porcentual FĂłrmula de un compuesto = NĂşmero de ĂĄtomos de cada elemento en el compuesto

Porcentaje en masa de cada elemento dentro de un compuesto UTILIDAD

Determinar la pureza de un elemento

đ?‘› Ă— đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ đ??śđ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘œđ?‘ đ?‘–đ?‘?đ?‘–Ăłđ?‘› đ?‘?đ?‘œđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘˘đ?‘Žđ?‘™ đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ = Ă— 100% đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘?đ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘˘đ?‘’đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œ


ComposiciĂłn porcentual En algunos anĂĄlisis es importante conoce el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto.

Si tomamos como ejemplo el metano: CH4 Masa molecular: : 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma Masa molar: : 1*(12.011 g/mol) + 4*(1.008 g/mol) = 16.043 g/mol đ?‘› Ă— đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ đ??śđ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘œđ?‘ đ?‘–đ?‘?đ?‘–Ăłđ?‘› đ?‘?đ?‘œđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘˘đ?‘Žđ?‘™ đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ = Ă— 100% đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘?đ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘˘đ?‘’đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œ


ComposiciĂłn porcentual En algunos anĂĄlisis es importante conoce el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto.

Si tomamos como ejemplo el metano: CH4 Masa molecular: : 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma Masa molar: : 1*(12.011 g/mol) + 4*(1.008 g/mol) = 16.043 g/mol 1 Ă— 12.011 %đ??ś = Ă— 100% = đ?&#x;•đ?&#x;’. đ?&#x;—% 16.043 4 Ă— 1.008 %đ??ť = Ă— 100% = đ?&#x;?đ?&#x;“. đ?&#x;?% 16.043


Fórmula empírica y molecular EMPÍRICA

MOLECULAR

Fórmula mínima.

Fórmula real.

Relación más simple entre elementos que forman un compuesto.

Número total de átomos.

Ejemplo:

Ejemplo: Eteno

CH2

Eteno

C2H4

Benceno

CH

Benceno

C6H6

Glucosa

CH2O

Glucosa

C6H12O6


Determinación de la fórmula empírica Porcentaje en peso de cada elemento

Cálculo de los gramos de cada elemento

Se sugiere considerar una muestra de 100 gramos

Cálculo de las moles de cada elemento.

Utilizando las masas atómicas.

Asignación de la fórmula empírica.

Cálculo de la fracción molar


Masa atómica La escala de masas atómicas está estandarizada en relación al isótopo de carbono-12. Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso atómico) es “la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma)”. Una unidad de masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. REFERENCIA: Por ejemplo en algunos experimentos se ha demostrado que en promedio un átomo de hidrógeno tiene el 8,400% de la masa del 12C. Por tanto, la masa de un átomo de hidrógeno será de 1,008 uma.


Masa atómica y molecular Masa atómica promedio: • La masa atómica del carbono en una tabla periódica no es exactamente 12 uma, sino 12,01 uma. • La razón: existe más de un isótopo de cada elemento. • Se establece la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12 y del carbono-13: • 98,90% de carbono-12 con una masa atómica de 12,0000 uma • 1,10% de carbono-13 con una masa atómica de 13,00335 uma

Así la masa atómica promedio del carbono se calcula como sigue: (0,9890)*(12,0000 uma) + (0,0110)*(13,00335 uma) = 12,01 uma.


Masa atómica y molecular Masa molecular: Es posible calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada también peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo: masa molecular del H2O= 2*(masa atómica del H) + masa atómica del O = 2*(1,008 uma) + 16,00 uma = 18,02 uma.


Número de Avogadro En el sistema internacional el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo de carbono-12.

Al número real de átomos en 12 gramos de carbono 12 se ha determinado experimentalmente y se denomina número de Avogadro: NA = Número de Avogadro = 6.022 x 1023


Masa molar La masa atómica del carbono-12 es 12 umas y la masa de un mol de átomos de carbono-12 es 12 gramos. La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es igual al peso atómico de ese elemento en uma. A la masa de un mol de unidades (átomos o moléculas) se le llama masa molar del elemento o compuesto. Las unidades de la masa molar son g/mol. • Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos • Una molécula de NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos


ComposiciĂłn porcentual En algunos anĂĄlisis es importante conoce el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto.

Si tomamos como ejemplo el metano: CH4 Masa molecular: : 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma Masa molar: : 1*(12.011 g/mol) + 4*(1.008 g/mol) = 16.043 g/mol đ?‘› Ă— đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ đ??śđ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘œđ?‘ đ?‘–đ?‘?đ?‘–Ăłđ?‘› đ?‘?đ?‘œđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘˘đ?‘Žđ?‘™ đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘’đ?‘™đ?‘’đ?‘šđ?‘’đ?‘›đ?‘Ąđ?‘œ = Ă— 100% đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’đ?‘™ đ?‘?đ?‘œđ?‘šđ?‘?đ?‘˘đ?‘’đ?‘ đ?‘Ąđ?‘œ


ComposiciĂłn porcentual En algunos anĂĄlisis es importante conoce el porcentaje en peso de cada elemento en un compuesto.

Si tomamos como ejemplo el metano: CH4 Masa molecular: : 1*(12.011 uma) + 4*(1.008) = 16.043 uma Masa molar: : 1*(12.011 g/mol) + 4*(1.008 g/mol) = 16.043 g/mol 1 Ă— 12.011 %đ??ś = Ă— 100% = đ?&#x;•đ?&#x;’. đ?&#x;—% 16.043 4 Ă— 1.008 %đ??ť = Ă— 100% = đ?&#x;?đ?&#x;“. đ?&#x;?% 16.043


Determinación de la fórmula empírica Porcentaje en peso de cada elemento

Cálculo de los gramos de cada elemento

Se sugiere considerar una muestra de 100 gramos

Cálculo de las moles de cada elemento.

Utilizando las masas atómicas.

Asignación de la fórmula empírica.

Cálculo de la fracción molar


EstequiometrĂ­a


Reacción química Proceso mediante el cual una sustancia o varias sustancias cambian para formar una o más sustancias nuevas. Ecuación química: Forma estándar de representación mediante símbolos químicos. Muestra qué sucede en una reacción química.


Ecuaciones quĂ­micas


Ecuaciones químicas

(s) = sólido

(l) = líquido

(g) = gas

(ac) = acuoso


Balance de ecuaciones químicas El número de átomos de cada elemento, debe ser igual a cada lado de la ecuación. Metodología: • Identificar productos y reactivos y escribirlos en la ecuación química. • Probar diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento. Nota: Se cambian los coeficientes, no los subíndices.


Balance de ecuaciones químicas • Probar coeficientes siguiendo la secuencia: 1

2

• Empezar por elementos que aparecen una sola vez a cada lado de la ecuación y en la misma cantidad de átomos.

3

• Seguir con elementos que aparecen una sola vez pero en diferente cantidad de átomos.

• Por último, los elementos que aparecen más de una vez en distintas fórmulas químicas.


Balance de ecuaciones quĂ­micas • Por Ăşltimo, verificar que el nĂşmero de ĂĄtomos de cada elemento sea el mismo a cada lado de la ecuaciĂłn. Ejemplo: đ??žđ??śđ?‘™đ?‘‚3 → đ??žđ??śđ?‘™ + đ?‘‚2

2đ??žđ??śđ?‘™đ?‘‚3 → 2đ??žđ??śđ?‘™ + 3đ?‘‚2


Cantidades de productos y reactivos La estequiometria es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Independientemente de que las unidades utilizadas (moles, gramos, litros, etc.), para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan moles. Método: “los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el numero de moles de cada sustancia.”


Cantidades de productos y reactivos


Cantidades de productos y reactivos 1

• Escriba una ecuación balanceada de la reacción.

2

• Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles.

3

• Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado.

4

• Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto.


Cantidades de productos y reactivos Masa en gramos del compuesto A

Masa en gramos del compuesto B

Use la masa molar (g/mol) del compuesto A

Moles del compuesto A

Use la masa molar (g/mol) del compuesto B

Use la relaciรณn molar de A y B Ecuaciรณn balanceada

Moles del compuesto B


Reactivo Limitante y Rendimiento de una reacciรณn


Reactivo limitante Generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada

REACTIVO LIMITANTE

El reactivo que se consume primero en una reacción

REACTIVOS EN EXCESO

Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante


Rendimiento de Reacciรณn REACTIVO LIMITANTE

Rendimiento teรณrico de la reacciรณn. Cantidad que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante RENDIMIENTO MรXIMO

RENDIMIENTO REAL

Cantidad real de producto que se obtiene en una reacciรณn


Rendimiento de Reacción Disminución del rendimiento de la reacción • Reacciones reversibles. • Reacciones complejas donde los productos reaccionan entre si. • Reacciones complejas donde los productos reaccionan con los mismos reactivos originales.

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Ejemplo  

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