3. UNIDAD III



3.1.         Masa Atómica.- es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica.

3.2.         Masa Molecular.- Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula.

3.3.         Mol.- Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono.  También se llama Número de Avogadro. 


3.4.      HIPÓTESIS DE AVOGADRO
 
Los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que establece que "una cantidad de cualquier tipo de gas, en un mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, contiene el mismo número de moléculas, independientemente del tipo de gas que sea".
Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos.


3.5.    CALCUALR LA MASA MOLAR O UMA

Para calcular podemos ver el siguiente video en donde se nos explicará la forma correcta de realizarlo:




3.6.         COMPOSICIÓN PORCENTUAL

La composición porcentual de una sustancia, es la cantidad que existe en él de un elemento o compuesto en específico. Se obtiene a partir del peso molecular de la sustancia. 
Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.



La fórmula es:

Composición porcentual    =      masa atómica X número de átomos en la fórmula
                                                    ________________________________________    X    100
                                                                                      Masa molecular

 
Ejemplo: 

En una molécula de H2O.

Los dos átomos de H tienen un peso total de 2g, mas 16g que tiene el oxígeno, tenemos que una molécula de H2O pesa 18g.

Si quieres conocer la composición porcentual de Oxígeno en la molécula, dividimos los 16g que tiene de peso el oxígeno, entre los 18g que tiene la masa total, y lo multiplicamos por 100. 

(16g/18g) x 100 

Y así obtenemos que en la molécula, se tienen 88.88% de Oxígeno, y el restante 11.12% es de Hidrógeno.

Ver video de Composición PorcentuaL

 

 

 

3.7.         CONVERSIONES DE GRAMOS A MOLES

 

1.            Identifica el compuesto o elemento que debes convertir a moles.

2.            BUSCAR el elemento en la tabla periódica.

3.            Anota el peso atómico del elemento. Por lo general, este es el número que se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026.

Si necesitas identificar la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del compuesto.

4.            Escribe la masa atómica total seguida por la frase “gramos a moles” o g/mol. A esto se le conoce como la “masa molar” de un elemento o un compuesto.
5.            Formula Conversión.

6.            Multiplica el número de gramos del elemento o compuesto por la fracción 1/masa molar. Esto es 1 mol dividido entre los pesos atómicos que acabas de obtener.
Puedes expresarlo como una fracción del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles”.

7.            Multiplica los gramos del elemento por 1.


8.            Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número de moles de tu elemento o compuesto.
Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18 y tienes 0,1111 moles de H20.


Ver el video del procedimiento:

Paso de gramos a moles Química

 

 


3.8.         FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR
La fórmula empírica nos informa únicamente de la proporción de átomos en un compuesto.
La fórmula molecular nos informa de los átomos que hay en una molécula.
Ver los videos siguientes de la fórmula empírica y molecular:
 

Guía | Calcular la fórmula empírica de un compuesto. Estequiometría. Ejercicio resuelto

 

 



FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR - Ejercicios Resueltos en el siguiente link:



3.9.         REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.
Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas(O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"
La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

3.9.1.   Método Balance por Tanteo

Pasos para balancear por tanteo: 

1. Escribe la ecuación con la estructura básica para la reacción. 

    H2(g) + Cl2(g) Þ HCl(g) 

2. Cuenta los átomos de los elementos de los reactivos. 
     2 átomos de H + 2 átomos Cl 

3. Cuenta los átomos de los elementos en los productos. 
    1 átomo de H + 1 átomo de Cl 

4. Cambia los coeficientes para que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Ojo: Nunca cambies un subíndice de una fórmula química. 

   H2(g) + Cl2(g) Þ 2 HCl(g) 
   2 átomos de H + 2 átomos Cl --------> 2 átomos de H + 2 átomos Cl 

5. Escribe los coeficientes en su razón más baja posible. Los coeficientes deben ser los números enteros más pequeños posibles. 

6. Revisa tu trabajo. Asegúrate de que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. 

Balanceo químico por método del tanteo en el siguiente link:

 



3.9.2.   Método Balance Matemático

Este método es un proceso matemático que consiste en asignar literales o variables a cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Se siguen los siguientes pasos:


  1. ·         Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético.
  2. ·         Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción
  3. ·         A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número     de   veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra.
  4. ·         Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en mas de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula.
  5. ·         Se cambia la flecha por un signo igual =
  6. ·         Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno.
  7. ·         Los valoresde las letras se obtienen por operaciones algebraicas.

Balanceo por metodo algebraico

 

 

 


3.9.3.   METODO REDOX

En las reacciones de óxido-reducción hay pérdida o ganancia de electrones. En consecuencia, los conceptos de oxidación y de reducción pueden expresarse en función del cambio del número de oxidación.
Se considera que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, o sea, hay una pérdida de electrones, mientras que en la reducción hay una disminución en el estado de oxidación; luego, hay ganancia de electrones.

Desde el punto de vista de la transferencia de electrones, un agente oxidante es aquel que es capaz de captar electrones, provocando la oxidación de una sustancia, mientras que un agente reductor es aquel que es capaz de ceder electrones, provocando que otras especies se reduzcan.

La oxidación se refiere a:     
       *La ganancia de oxígeno por parte de una molécula
       *La pérdida de hidrógeno en una molécula
       *La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos
       *Aumentando en consecuencia su número de oxidación

Pasos para realizar el método Redox. 

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.
Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.
Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.
Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados.
Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 
Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.
Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación.
Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo


Balanceo químico por metodo REDOX

Ver el siguiente link: 




3.10.  ESTEQUEOMETRÍA
Es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

Se estudia:
·         Ley de Lavoisier
·         Ley de Proust / Proporciones definidas
·         Ley de Dalton / Proporciones múltiples.

3.10.1.    Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).
Pocos pronunciamientos pueden decir que han transformado su campo científico, pero la ley de Lavoisier, también conocida como la ley de conservación de la materia, puede presumir que desde que fue enunciada por el francés Antoine-Laurent Lavoisier, dio origen a la química moderna.
Esta ley dice lo siguiente:
“En una reacción química ordinaria, la masa permanece constante; es decir, la masa consumida por los reactivos es igual a la masa obtenida en los productos.”
Dicho de una manera más simple: para que la masa se mantenga constante en una reacción, la materiano se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma.

Ejemplo:
Si nosotros sabemos que en toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias reacccionantes es igual a la suma de los pesos de las sustancias resultantes o producots, así aplicando la ley de Lavoisier

A + B ---------------> C + D


Peso de A + Peso de B = Peso de C + Peso de D

Entonces eso es la ley de Lavoisier

Ejercicios:

1.- NaOH + H2SO4 ---------------> NA2SO4 + H2O


Lo primero es balancear la ecuación y lo haremos al tanteo.

1.- 2 NaOH + H2SO4 ---------------> NA2SO4 + 2H2O

Ahora la ecuación está balanceada y obtengamos el "Peso Molecular de cada sustancia"

2 ( PM NaOH) + (PM H2SO4 ) = (PM NA2SO4 ) 
+ 2 (PM H2O)Observamos que el peso molecular será por cada sustancia.

Na = 23
O = 16
H = 1
S = 32

Ahora tendremos:

2 (23 + 16 + 1) + (2*1 + 32 + 16*4 ) (23 * 2 
+ 32 + 16 * 4) + 2 (2 * 1 + 16 )

Si te das cuenta lo que único que coloqué fueron los pesos moleculares de cada elemento y luego necesito sacar el peso molecular del compuesto.

2 (23 + 16 + 1) + (2*1 + 32 + 16*4 ) = (23 * 2 
+ 32 + 16 * 4) + 2 (2 * 1 + 16 )

2 ( 40 g ) + 98 g = 142 g + 2 (18 )

80g + 96g = 142 + 36

178 gramos = 178 gramos


3.10.2.  Ley de Proust / Proporciones definidas

Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes Ej:
Se obtiene el peso atómico de los elementos mediante tablas:


Entonces al unirse 1 mol de sodio y 1 mol de cloro el peso molecular del cloruro de sodio es:

Entonces el % de Cloro en el compuesto es:



3.10.3.            Ley de Dalton / Proporciones múltiples.
Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

 

3.11.     Reactivo limitante y Reactivo en Exceso 


Una reacción química se produce en condiciones estequiométricas cuando las cantidades de reactivos (en moles) están en las proporciones idénticas a las de la ecuación química ajustada.
Es frecuente que se use un exceso de alguno de los reactivos para conseguir que reaccione la mayor cantidad del reactivo menos abundante.
El reactivo que se consume en su totalidad es el que va a limitar la cantidad de producto que se obtendrá y se denomina reactivo limitante. Los otros reactivos se llaman excedentes o en exceso y no se consumen totalmente.
¿Cómo puedes saber cuál es el reactivo limitante? Por ejemplo, en la reacción del aluminio con el oxígeno para formar óxido de aluminio, mezclas para que reaccionen dos moles de aluminio con dos moles de dioxígeno.
La ecuación ajustada es : 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
y haciendo uso de la proporción estequiométrica entre el aluminio y el dioxígeno:
Por tanto, únicamente reaccionan 1,5 moles de O2 y quedan sin reaccionar 0,5 moles de dioxígeno. El reactivo limitante es el aluminio, que se consume totalmente.
Fíjate en la animación siguiente, que te ayudará a entender el concepto de reactivo limitante y excedente (el título es "estudio de la evolución de una reacción"). En ella se hacen reaccionar dos sustancias (A y B) para formar otras dos (C y D); puedes variar los coeficientes estequiométricos y la cantidad de sustancia inicial de A y de B. Haciendo descender el cursor central la reacción avanza.


3.11.1.            Reactivo limitante (R.L):

Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y que limita la cantidad de producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra un resto sin reaccionar.


3.11.2.            Reactivo en exceso (R.E):

Aquel reactivo que no se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se consume en su totalidad.


Pasos:

1. Igualar la ecuación
2. Calcular UMA
3. Calcular moles
4. Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.
A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.
Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres
Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA


Ejemplo:
Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?
Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.
Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.
Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

3.11.3.            Porcentaje de Rendimiento 

La cantidad máxima de producto que puede obtenerse de acuerdo con la ecuación química, a partir de cierta cantidad de reaccionantes, se denomina rendimiento teórico.

Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria en una reacción química, puede ser menor que la cantidad teóricamente posible (figura 24). Algunas de las razones son las siguientes:


        • La falta de cuidado al manipular el producto obtenido. • Las condiciones de la reacción no son adecuadas; por ejemplo, la temperatura o la presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso. 

• La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra aislarse. 
• En algunos casos, un conjunto particular de reactivo da lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos indeseables además de los deseados. 
• La calidad o la pureza de las materias primas no es óptima.


La cantidad real de producto que se obtiene se denomina rendimiento real. El rendimiento real de una reacción se expresa en términos de % mediante la siguiente expresión:

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.
Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

3.11.3.1.       Pasos para calcular el porcentaje de rendimiento 

1. Balancear la reacción
2. Convertir a moles todas las cantidades
3. Determinar el reactivo limitante
4. Calcular el rendimiento teórico
5. Identificar el rendimiento experimental
6. Calcular el porcentaje de rendimiento