Relaciones de Masa en Reacciones Químicas Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1) Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3 sec. 3.2) Masa

UNIDAD 4REACCIONES QUIMICAS Y TERMOQUIMICA

Relaciones de Masa en Reacciones Químicas Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1)

Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3 sec. 3.2)

Masa Molecular (Cap. 3 sec. 3.3)

Espectrofotómetro de Masa (Cap. 3 sec. 3.4)

Composición Porcentual de Compuestos (Cap. 3 sec. 3.5)

Determinación de Fórmulas Empíricas (Cap. 3 sec. 3.6)

Ecuaciones y Reacciones Químicas (Cap. 3 sec. 3.7)

Cantidades de Reactantes y Productos (Cap. 3 sec. 3.8)

Reactivos Limitantes y Rendimiento (Cap. 3 sec. 3.9-3.10)


Reacciones en Soluciones Acuosas Propiedades de Soluciones Acuosas (Cap. 4 sec. 4.1)

Reacciones de Precipitación (Cap. 4 sec. 4.2)

Reacciones de Oxidación y Reducción (Cap. 4 sec. 4.4)

Concentración de Soluciones (Cap. 4 sec. 4.5)

Termoquímica La Naturaleza y Tipos de Energía (Cap. 6 sec. 6.1)

Cambios de Energía en Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.2)

Introducción a la Termodinámica (Cap. 6 sec. 6.3)

Entalpía de Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.4)

Calorimetría (Cap. 6 sec. 6.5)

Entalpía de Formación y de Reacción (Cap. 6 sec. 6.6) Calor de Solución y de Dilución (Cap. 6 sec. 6.7)


Masa Atómica La masa de un átomo es igual al número de

electrones, protones, y neutrones. Se define masa atómica (peso atómico) como la

masa de un átomo en unidades de masa atómica (amu).

Un amu se define como la masa que es exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbón-12. La masa atómica de carbono es 12 amu (6 protones y 6 neutrones).

La masa de un elemento es el promedio de la mezcla de isótopos de ese elemento.


Masa molar de un elemento El uso de amu provee una escala relativa de la

masa de los elementos. La masa de los átomos es muy pequeña para usos prácticos.

Se escogió a carbón-12 como estandar para calcular el peso y cantidad de átomos. 12 amu equivale a una muestra de 12 gramos que contiene 6.022 x 1023 átomos de carbono (número de Avogadro).

Se usa el concepto de mol para describir una cantidad unitaria de átomos de un elemento y su peso o masa molar en gramos.

1 mol del elemento Z / masa molar (gramos) Z


Masa Molecular Equivale al peso molecular en gramos de un mol

de una molécula. Equivale a la sumatoria del peso en gramos de

cada átomo que compone la molécula. Masa molecular = nA (g) + nB(g) + nC(g) +…….

A , B ,C = elemento n = al número de moles de cada elemento en la molécula

Ejemplos: Ejercicios: 3.24, 3.26


Composición Porcentual de Compuestos Se puede calcular el porciento (fracción) de

cada elemento en un compuesto. Se define la composición porcentual por masa

como el porciento por masa de cada elemento en un compuesto.

n = número de moles del elemento en el compuesto

Ejercicios: 3.40, 3.42, 3.48, 3.103,


Determinación de Fórmulas Empíricas Se escriben basado en medidas (%, gramos) y

observaciones experimentales. Es una fórmula química que describe la razón

más sencilla, en números enteros, entre los elementos de un compuesto en vez del total actual de átomos en la molécula.

Ejemplos: Fórmula Química de Glucosa C6 H12 O6

Fórmula Química de agua H2O

Ejercicios: 3.50, 3.52


Ecuaciones y Reacciones Químicas Reacción Química: proceso donde una(s) sustancia(s)

se transforman en una o más sustancias. Las ecuaciones químicas son una manera conveniente

de representar reacciones químicas. Las ecuaciones químicas se escriben usando los símbolos de los elementos y/o compuestos en términos de reactantes y productos. A + B C

Se escribe entre paréntesis a la derecha de cada reactante y producto un símbolo que represente la forma o estado en que la sustancia existe. Gases (g), líquidos (l), sólidos (s), y sustancias disueltas en agua (aq).


REACTANTES Los reactantes en una ecuación química son las

sustancias escritas en el lado izquierdo de la flecha en la ecuación. Cuando dos o más reactantes son parte de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma (+).

PRODUCTOS Los productos en una ecuación química son las

sustancias escritas en el lado derecho de la flecha en la ecuación. Cuando dos o más productos son parte de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma (+).

Reactants HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O (l)

Products


Ecuaciones químicas balanceadas Una ecuación química balanceada es aquella

donde el número de átomos de cada elemento en los reactantes es igual al número de átomos de ese mismo elemento en los productos.

Las reacciones se balancean aplicando la ley de conservación de la materia.

Coeficientes se escriben al lado izquierdo de cada reactante o producto para llegar al balance.

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)


Reacciones Químicas: Balancear Metano, CH4, es el ingrediente principal en el gas

natural. Cuando se quema, se combina con oxígeno O2 para formar bióxido de carbono CO2 y agua H2O. Esta información se escribe con la siguiente ecuación:CH4(g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g)



Reactantes y Productos: Conceptos Cuantitativos En las reacciones químicas, las interpretaciones cuantitativas se basan en la

masa molar y el concepto de mol. Se llama estequiometria al estudio cuantitativo de los reactantes y productos

en una reacción química. Para resolver problemas cuantitativos usamos la estequiometria como sigue:

1. Balancear ecuaciones químicas 2. Establecer relaciones molares entre reactantes y productos 3. Si está buscando cantidad de un producto a partir de cantidades

conocidas de reactantes: Convierta la cantidad de reactantes en moles. Establezca la relación molar entre los moles que reaccionan y la cantidad de

moles producidos. Calcule la cantidad de producto relacionado los moles de producto y su masa

molar. 4. Si está buscando cuanto reactivo se necesita para producir una

cantidad conocida de producto: Convierta la cantidad de producto en moles. Establezca la relación molar entre los moles producidos y los que reaccionan. Calcule la cantidad de reactivo relacionando moles de reactivo y su masa molar.


Ejemplos CH4(g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g)

N2 (g) + H2 (g) NH3 (g)

H2O (aq) H2 (g) + O2 (g)

Ejercicios: 3.66, 3.68, 3.70, 3.72, 3.76


Reactivo Limitante Es aquella sustancia (reactante) que se usa

(consume) primero en una reacción química. Se determina:

1. Balanceando la ecuación química 2. Calculando el número de moles de cada reactante 3. Calculando el número de moles de producto que

cada reactante produce. (utilizar razones entre reactantes y productos)

4. El reactante que menos moles de producto produzca, es el reactante limitante.

Ejemplos CH4(g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) Ejercicios: 3.83, 3.84, 3.85


Rendimiento de un Proceso Químico

Rendimiento Actual: cantidad real obtenida Rendimiento Teórico: cantidad obtenida si todo el

reactante limitante se utilizó en la reacción química El rendimiento es una medida de la ___________ de

un proceso químico. Ejemplos Ejercicios: 3.90, 3.91, 3.92

Ejercicios Adicionales: 3.104, 3.108, 3.113, 3.114, 3.117, 3.118, 3.142


Reacciones en Soluciones Acuosas Solución: mezcla homogénea de dos o más

sustancias. Solvente: sustancia presente en la mayor

concentración (H2O) Soluto: sustancia presente en la menor

concentración Categorías de solutos disueltos en agua

Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en agua, la solución conduce electricidad

No Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en agua, la solución no conduce electricidad


Reacciones de Precipitación Reacción en solución acuosa que resulta en la

formación de un producto insoluble o precipitado. Ejemplo: Reacciones de Metátesis (doble

desplazamiento) Usualmente estas reacciones occuren entre sustancias

disueltas en agua. En las reacciones, dos compuestos disueltos reaccionan e intercambian “parejas” para formar dos nuevos compuestos.

La ecuación general

AX + BY BX + AY Ejemplo:

NaCl (aq) + AgNO3 (aq)→NaNO3 (aq) + AgCl (s)


Solubilidad Es la cantidad máxima de soluto que se disuelve

en una cantidad específica de solvente a una temperatura.

Tabla 4.2 (pag. 125) Ejemplos de compuestos iónicos

Ecuaciones de Reacciones en Soluciones Ecuación Molecular Ecuación Iónica Ecuación Neta Iónica Ejemplos


Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox) Reacciones de transferencia de electrones entre

los reactantes. Reacción de oxidación: uno de los reactantes

“pierde” electrones. A este reactante se le llama agente reductor.

Reacción de reducción: uno de los reactantes “acepta” electrones. A este se le llama agente oxidante.

Cu(s) + 2AgNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag(s) Cu Cu2+ + 2e- 2Ag+ + 2e- 2Ag


Clases de Reacciones Redox Reacciones de Combinación: donde dos o más

sustancias se combinan para formar un producto. S(s) + O2 (g) SO2(g) Ejemplo: fórmula química del moho (rust)

Reacciones de Descomposición: rompimiento de un compuesto en dos o más componentes. 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2 (g)

Reacciones de Combustión: cuando una sustancia reacciona con oxígeno liberando calor y luz. C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)


Reacciones de Desplazamiento Un ión o átomo en un compuesto es

reemplazado por un ión o átomo de otro elemento.

1. Desplazamiento de Hidrógeno Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2 (s) + H2 (g)

Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2 (g)

2. Desplazamiento de Metal Un metal en un compuesto puede ser desplazado

por otro metal en su estado elemental. V2 O5 (s) + 5Ca(l) 2V(l) + 5CaO(s)

TiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl2(l)


3. Desplazamiento de Halógeno Orden de reactividad para el desplazamiento

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Cl2 (g) + 2NaI (aq) 2NaCl (aq) + I2 (s)


Concentraciones de Soluciones La concentración de una solución es la cantidad

de soluto presente en un volumen predeterminado de solvente o solución.

Unidad : Molaridad = número de moles de soluto por litro de solución.

Ejemplos


Dilución de Soluciones Procedimiento para preparar una solución de

menor concentración a partir de una de mayor concentración.

Visualización Conceptual Moles de soluto antes de dilución = Moles de soluto

después de dilución

Fórmula para cálculos en dilución de soluciones Mi Vi = Mf Vf

Pensamiento crítico analítico: comparar magnitud del cambio entre Mi y Mf y entre Vi y Vf


Ejercicios de práctica capítulo 4. 4.22, 4.44, 4.54, 4.56(a,b,c), 4.60, 4.62, 4.64,

4.66, 4.70, 4.71, 4.72, 4.74, 4.114, 4.134


Termoquímica La Naturaleza de la Energía y los Tipos de

Energía La energía se sabe que existe por los efectos

reconocibles. No se puede ver, tocar, oler o pesar.

Energía: capacidad de hacer trabajo Trabajo: fuerza x distancia Trabajo: cambio en energía que resulta de un

proceso


Tipos de Energía Energía Cinética Energía Radiante Energía Termal Energía Química Energía Potencial

La energía se puede convertir de una a otra No se destruye ni se crea. Cuando una

desaparece, aparece otra de igual magnitud.

Ley de Conservación de Energía


Cambio de Energía en Reacciones Químicas En casi todas las reacciones químicas se

absorbe o se libera energía generalmente en forma de calor.

Calor: transferencia de energía termal entre dos entes que están a diferentes temperaturas.

Termoquímica es el estudio del cambio de calor en reacciones químicas.

Como parte del estudio energético de las reacciones químicas, se define el ambiente donde éstas ocurren.


“Ambiente” en las Reacciones Químicas Sistema: lugar o parte en específico del universo

que nos interesa. Alrededores: lugar o parte del universo fuera del

sistema. Sistema Abierto: lugar donde se intercambia

masa y energía, usualmente en forma de calor con el medioambiente (alrededores).

Sistema Cerrado: existe la transferencia de energía pero no de masa.

Sistema Aislado: no existe la transferencia de energía ni de masa.


Procesos Exotérmicos La energía termal se transfiere del sistema hacia

los alrededores (medioambiente). Procesos Endotérmicos

Energía es transferida desde el medioambiente hacia el sistema.


Introducción a Termodinámica La termodinámica es la rama de la física que

se dedica al estudio de las relaciones entre el calor y el resto de las formas de energía. Analiza, por lo tanto, los efectos de los cambios de temperatura, presión, densidad, masa y volumen en los sistemas a nivel macroscópico.

Funciones de Estado: propiedades que son determinadas por el estado del sistema y la magnitud del cambio dependen solamente del estado inicial y final del sistema. Ejemplo: V, T, P, E

http://definicion.de/fisica

http://definicion.de/calor/

http://definicion.de/energia


Primera Ley de Termodinámica Basada en la ley de conservación de energía,

establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir.

En la práctica, se utiliza el cambio interno de energía entre el estado inicial y final. E = Ef - Ei

Energía interna: energía cinética y potencial de las moléculas, atracción y rechazo entre electrones y núcleo

Como no se pueden medir todas las interacciones moleculares, se mide experimentalmente el cambio neto de energía E.


Usos en Química de 1ra Ley de Termodinámica E = q + w E = cambio en energía interna del sistema q = intercambio de calor entre el sistema y los

alrededores w = trabajo realizado en o por el sistema Tabla 6.1 Usos de Signos (+) y (-) para calor (q) y

trabajo (w) q es positivo(+) en procesos endotérmicos q es negativo(-) en procesos exotérmicos w es positivo (+) alrededores hacen trabajo sobre

el sistema w es negativo (-) sistema hace trabajo en los

alrededores


Trabajo (w) Trabajo Mecánico, Trabajo Eléctrico, Trabajo de

Superficie Trabajo Mecánico en expansión y contracción de

gases w = F x d = -P V

Unidades de trabajo : 1 L atm = 101.3J Expansión de gases: V > 0, trabajo hecho por el

sistema, w es negativo Compresión de gases: V < 0, trabajo hecho en el

sistema, w es positivo Ejercicios: 6.16, 6.18, 6.20


Calor (q) (Heat) El calor asociado a un proceso depende de

cómo el proceso se lleve a cabo. (no es función de estado: final – inicial)

No es propiedad del sistema. Se manifiesta durante los cambios que ocurren

en un proceso (ocurre un cambio) y depende de la trayectoria del proceso.


Entalpía en Reacciones Químicas Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H,

cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno.

Situaciones ambientales: presión constante, volumen constante

E = q + w H = E + PV, H = E + (PV)

A presión constante, E = q - PV, q = E + PV, P = 0, q = E H = E + PV, P =0, H = E q = H

http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica

http://es.wikipedia.org/wiki/H

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_termodin%C3%A1mico


E = q + w H = E + PV, H = E + (PV)

A volumen constante, E = q - PV, V = 0 E = q H = E + (PV) H = E, H = q

Entalpía en Reacciones H = H (productos) – H (reactantes) Cambios en entalpía en procesos que

envuelven cambios físicos y cambios químicos.


Ecuaciones Termoquímicas Ecuaciones que describen los cambios en entalpía y

las relaciones de masa entre reactantes y productos. Describen el estado físico de reactantes y productos

(sólido, líquido y gaseoso). Si se multiplica cada lado de la ecuación por un

factor n, la entalpía H también se multiplica por el mismo factor n.

Si las ecuaciones intercambian el orden, la magnitud de H se queda igual, pero cambia el signo. Ejemplos:

En reacciones donde no hay gases, el V es pequeño, y E H



Calorimetría Medición del cambio de calor (heat) Calor específico (s) de una sustancia

Es la cantidad de calor requerida para aumentar la temperatura, por un oC , un gramo de una sustancia.

Capacidad de calor (C) de una sustancia es la cantidad de calor requerida para aumentar la temperatura, de una cantidad definida de la sustancia, por un oC.

C = ms q = (ms) T ; T = Tf - Ti q = C T


Calorimetría : medición a volumen constante Se usa para medir el calor (heat) en reacciones

de combustión. qrxn = - qcal = Ccal T = ms T

Calorimetría : medición a presión constante Se usa para medir el calor en reacciones donde

no hay combustión. qrxn = - qcal = Ccal T = ms T Como la presión es constante, qrxn = H



Entalpías de Formación y de Reacción Entalpía Estándar de Formación (Ho

f) : punto de referencia donde las sustancias se encuentran en un estado estándar a 1 atm.

La entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es cero.

La entalpía estándar de formación de un compuesto es el cambio en calor que resulta cuando 1 mole del compuesto es formado por sus elementos a 1 atm.


Entalpía Estándar de Reacción (Ho rxn) :

Ho rxn = n Ho

f (prod) - m Ho f (react)

Método Directo Método Indirecto (Ley de Hess)

Calor de Solución y de Dilución en Procesos Físicos (a presión constante, q = Hsoln ) Calor de Solución Hsoln = U + Hhydr

U = energía de enrejado requerida para separar un mol de un compuesto iónico sólido en iones gaseosos.

Hhydr = energía asociada al proceso de hidratación


Calor de Dilución Cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Ejercicios: 6.52, 6.54, 6.60, 6.62, 6.64, 6.80, 6.86, 6.98, 6.104, 6.108

Documents

Relaciones de Masa en Reacciones Químicas Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1) Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3 sec. 3.2) Masa