RELACIONES DE MASA EN LAS REACCIONES QUIMICAS

1) Masa atómica

2) Número de Avogadro y masa molar de un elemento

3) Masa molecular

4) Composición porcentual de los compuestos

5) Determinación experimental de fórmula empírica

6) Reacciones químicas y ecuaciones químicas

7) Cantidad de reactivos y productos

8) Reactivo limitante

9) Rendimiento de reacción

1)Masa atómica (peso atómico) Masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) (uma) = masa exactamente igual a un doceavo de la masa de átomo de C-12. 2) Número de Avogadro y masa molar de un elemento El Mol= Un mol se define como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

NA: 6.0221367 x 1023

3) Masa molecular (peso molecular)Es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en una molécula

Ejemplo: PM del H2SO4 = (1.0079 x 2) + (32.064 x 1 ) + (15.9994 x 4)

= 98.0774 g/mol

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

1 mol de H2O = 18 g1 mol de O2 = 32 g1 mol de NaCl = 58.5 g

4. Composición porcentual de los compuestos

Composición porcentual de un elemento =

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:

                                                                         

Estequiometría.- Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.

Peso MolecularEs la suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en una molécula

Ejemplo: PM del H2SO4 = (1.0079 x 2) + (32.064 x 1 ) + (15.9994 x 4)

= 98.0774 g/mol

Mol = 6.023 x 1023 átomos, iones, partículas

1 mol de H2O = 18 g1 mol de O2 = 32 g1 mol de NaCl = 58.5 g

Ejemplo: Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de niquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

Ni 2 x 58.69 = 117.38

C 3 x 12.01 = 36.03

O 9 x 16 = 144

297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

% Ni = 117.38 297.41 x 100 = 39.47%

% C = 36.03 297.41 x 100 = 12.11%

% O = 144 297.41 x 100 = 48.42 %

Fórmula empírica y molecular

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.

Ejemplos: CompuestoFórmula

molecularFórmula empírica

Acetileno C2H2 CH

Benceno C6H6 CH

Formaldehído CH2O CH2O

Ácido acético C2H4O2 CH2O

Glucosa C6H12O6 CH2O

Dióxido de carbono

CO2 CO2

Hidrazina N2H4 NH2

Ejemplo:

El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1 Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay

 

 

14.3 g de H

 

85.7 g de C

En 100 g de propileno hay 14.3 g de H

85.7 g de C

PASO 2Convertir los gramos a moles

14.3 g H ( 1 mol de H 1.01 g H

) =14.16 mol H

85.7 g de C ( 1 mol de C12.01 g C

) =7.14 mol C

PASO 3

Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H 14.6 7.14

= 2.04 C 7.147.14

= 1.0 FÓRMULA EMPÍRICA: CH2

PASO 4

Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

Fórmula empírica CH2

C 1 x 12.01 = 12.01H 2 x 1.01 = 2.02 14.03

n = 42.00 14.03

2.99 3 =

FÓRMULA MOLECULAR: C3H6

6. Reacciones químicas y ecuaciones químicas

Reacción química: proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una ó mas sustancias nuevas.

Ecuación química: utiliza símbolos químicos para mostrar que sucede durante una reacción química.

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

Reactivos Productos

* Se debe trabajar siempre con reacciones químicas balanceadas

La Conservación de la Materia

La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia de forma.

2H2 + O2 2H2O

+

2 * 2.02g + 32.00g = 2 * 18.02g

La masa total de los reactantes, 36.04g, es exactamente igual al la masa total de los productos, 36.04g. Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.

Balanceo de ecuaciones químicas

Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:

1) Se determina cuales son los reactivos y los productos.

2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los

productos.

3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de

cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

4)Primero se buscan los componentes que aparecen una sola vez en cada lado de la

ecuación y con igual número de átomos. Las fórmulas que contengas estos elementos

deben tener el mismo coeficiente. Luego se buscan elementos que aparezcan solo una vez,

pero con diferente número de átomos. Se balancean estos elementos. Pór último, se

balancean los elementos que aparezcan en dos o mas fórmulas del mismo lado de la

ecuación.

5) Se verifica la ecuación balanceada.

Balancear

2)

3)

1)

4)

5)

7. Cantidad de reactivos y productos

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

Para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación, se utilizan moles.Método del mol: significa que los coeficientes estequiométricos en uns reacción Química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.

Método general para resolver problemas de estequiometría

1. Escribir ecuación balanceada de la reacción2. Convertir la cantidad conocida del reactivo a número de moles3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de producto formado.4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto.

Ejemplos:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

8. Reactivo Limitante

El reactivo que se consume primero es una reacción, se denomina reactivo limitante, la cantiad máxima de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo.

Reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? 

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 637,2 g de NH3 son 37,5 moles1142 g de CO2 son 26 moles

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: a partir de2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO  a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: a partir de37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO  a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea. 

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos: 18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g.

9) Rendimiento de reacción

La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción.

Rendimiento de la reacción rendimiento teórico ≦

Razones de este hecho: -Es posible que no todos los productos reaccionen  -Es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado  -La recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible