Relaciones de masaen las reacciones químicas
Capítulo 3
• Las relaciones de masa entre los átomos y las moléculas ayudan a explicar la composición de los compuestos.
• Masa de un átomo es la suma de la masa de los electrones, los protones y los neutrones.
• La masa de un átomo es muy pequeña y existe un instrumento para medirla
Por definición: 1 átomo 12C “pesa” 12 uma
En esta escala
1H = 1.008 uma
16O = 16.00 uma
Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma).
3.1
Determinar la masa de un sólo átomo comparandola con la masa de otro átomo
El litio natural es :
7.42% 6Li (6.015 uma)
92.58% 7Li (7.016 uma)
7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016100
= 6.941 uma
3.1
Masa atómica promedio del litio:
Masa atómica promedio (6.941)
Metales
Metaloides
No metales
Número atómico
Masa atómica
El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales como
átomos hay exactamente en 12.00 gramos de 12C
3.2
1 mol = NA = 6.0221367 x 1023
Número de Avogadro (NA)
Masa molar es la masa de 1 mol de en gramosiones
moléculasátomos
1 mol 12C átomos = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g
1 12C átomo = 12.00 uma
1 mol 12C átomos = 12.00 g 12C
1 mol átomos de litio= 6.941 g de Li
Para cualquier elemento
masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
mol
3.2
M = masa molar en g/mol
NA = Número de Avogadro
Masa del
elemento (m) Número de molesdel elemento (n)
Número de átomosdel elemento (N)
¿Sabe qué es la masa molar?
¿Cuántos átomos están en 0.551 g de potasio (K) ?
1 mol K = 39.10 g K
1 mol K = 6.022 x 1023 átomos K
0.551 g K 1 mol K39.10 g K
x x 6.022 x 1023 átomos K1 mol K
=
8.49 x 1021 átomos K
3.2
Masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula.
SO2
1S 32.07 uma
2O + 2 x 16.00 uma SO2 64.07 uma
Para cualquier elemento
masa molecular (uma) = masa molar (gramos)
1 molécula SO2 = 64.07 uma
1 mol SO2 = 64.07 g SO2 3.3
¿Sabe qué es la masa molecular?
¿Cuántos átomos H están en 72.5 g de C3H8O?
1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O
1 mol H = 6.022 x 1023 átomos H
5.82 x 1024 átomos H
3.3
1 mol C3H8O moléculas = 8 mol H átomos
72.5 g C3H8O1 mol C3H8O
60 g C3H8Ox
8 mol H átomos
1 mol C3H8Ox
6.022 x 1023 H átomos
1 mol H átomosx =
Composición porcentual de un elemento en un compuesto =
n x masa molar del elementomasa molar del compuesto
x 100%
n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto
C2H6O
%C =2 x (12.01 g)
46.07 gx 100% = 52.14%
%H =6 x (1.008 g)
46.07 gx 100% = 13.13%
%O =1 x (16.00 g)
46.07 gx 100% = 34.73%
52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%
3.5
2.6
Tipos estándar de fórmulas y modelos
Hidrógeno Agua Amoniaco MetanoFórmulamolecular
Fórmula estructural
Modelo de esferas y barras
Modeloespacial
Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.
Una fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos.
H2OH2O
molecular empírica
C6H12O6 CH2O
O3 O
N2H4 NH2
2.6
Formula empirica
Porcentaje de masa
Masa de cada elemento
Proporciones de moles de los elementos
Formula empirica
Masa del elemento 100 g del compuesto
Dividir entre la masa molar del elemento
Cambiar a indices enteros. Multiplicar por un numero que de un numero entero
3.6
Combustión de 11.5 g de etanol
Etanol O2 no
consumido
Calor
Absorbente de H2O
Absorbente de CO2
Determinacion experimental de la formula empirica
Determinación de la formula molecular
1. Determinar la fórmula empírica
2. Dividir la masa molar aproximada entre la masa molar de la formula empírica
Masa molar aproximada del compuesto
3.7
Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para
formar H2O
Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias se cambian en una o más nuevas sustancias.
Una ecuación química usa los símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química
reactivos productos
Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua
Cómo “leer” las ecuaciones químicas
2 Mg + O2 2 MgO
2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la fórmula MgO
2 moles Mg + 1 mole O2 produce 2 moles de MgO
48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO
2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce
2 g de MgO3.7
NO ES
Balance de ecuaciones químicas
1. Escriba la fórmula(s) correcta para los reactivos en el lado izquierdo y la fórmula(s) correcta para el producto(s) en el lado derecho de la ecuación.
El etano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua
2. Cambie los números delante de las fórmulas (los coeficientes) para hacer el número de átomos de cada elemento el mismo en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices.
3.7
2C2H6 NO C4H12
Balance de ecuaciones químicas
3. Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo y un producto.
C2H6 + O2 CO2 + H2O
3.7
empiece con C o H pero no O
2 carbonos en la izquierda
1 carbonoen la derecha
multiplicar CO2 por 2
C2H6 + O2 2CO2 + H2O
6 hidrógenosen la izquierda
2 hidrógenosen la derecha
multiplicar H2O por 3
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
Balance de ecuaciones químicas
4. Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos.
3.7
2 oxígenosen la izquierda
4 oxígenos(2x2)
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O
+ 3 oxígenos(3x1)
multiplicar O2 por 72
= 7 oxígenosen la derecha
C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O72
quite la fracción multiplique ambos lados por 2
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Balance de ecuaciones químicas
5. Verifique para asegurarse de que tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación.
3.7
2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O
Reactivos Productos
4 C12 H14 O
4 C12 H14 O
4 C (2 x 2) 4 C12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)
14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)
ESTEQUIMETRÌA
Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacciòn quìmica
Qué cantidad de producto se obtendrá a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)?
Qué cantidad de materia prima se debe utilizar para obtener una cantidad específica del producto?
Masas molaresConcepto de mol
1. Escriba la ecuación química balanceada.
2. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles.
3. Use los coeficientes en la ecuación balanceada para calcular el número de moles de la cantidad buscada.
4. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas.
Cambios de masa en las reacciones químicas
3.8
Masa dereactivo
Masa dereactivo
Moles dereactivo
Moles dereactivo
Moles dereactivo
Moles deproducto
Moles deproducto
Moles deproducto
Masa deproducto
El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación
2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O
Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce?
gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O
masa molarCH3OH
coeficientes de la ecuación química
masa molarH2O
209 g CH3OH1 mol CH3OH
32.0 g CH3OHx
4 mol H2O
2 mol CH3OHx
18.0 g H2O
1 mol H2Ox =
235 g H2O
3.8
6 verdes agotados 6 rojas sobre la izquierda
Reactivos limitantes
3.9
Antes del inicio de la reacción Después de completada la reacción
Reactivo limitante
Reactivo en exceso
¿Sabe qué son los reactivos limitantes?
En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
Calcular la masa de Al2O3 formada.
g Al mol Al mol Fe2O3 necesitado
g Fe2O3 necesitado
Og Fe2O3 mol Fe2O3 mol Al
necesitado g Al necesitado
124 g Al1 mol Al
27.0 g Alx
1 mol Fe2O3
2 mol Alx
160. g Fe2O3
1 mol Fe2O3
x = 367 g Fe2O3
Empiece con 124 g Al
necesita 367 g Fe2O3
Tiene más Fe2O3 (601 g) así el Al es reactivo limitante3.9
Use el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar.
g Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3
124 g Al1 mol Al
27.0 g Alx
1 mol Al2O3
2 mol Alx
102. g Al2O3
1 mol Al2O3
x = 234 g Al2O3
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
3.9
El rendimiento teórico es la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara.
El rendimiento real es la cantidad de producto realmente obtenida de una reacción.
% Rendimiento = Rendimiento real
Rendimiento teóricox 100
3.10
Porcentaje de error
Valor teórico - Valor experimental
Valor teórico
X 100% error =
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