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.
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.
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.
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:
- · Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético.
- · Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción
- · 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.
- · 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.
- · Se cambia la flecha por un signo igual =
- · Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno.
- · 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 )
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
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.
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