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Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 3.

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Presentación del tema: "Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 3."— Transcripción de la presentación:

1 Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 3

2 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

3 Por definición: 1 átomo 12 C pesa 12 uma En esta escala 1 H = uma 16 O = 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

4 El litio natural es : 7.42% 6 Li (6.015 uma) 92.58% 7 Li (7.016 uma) 7.42 x x = uma 3.1 Masa atómica promedio del litio:

5 Masa atómica promedio (6.941) Metales Metaloides No metales Número atómico Masa atómica

6 El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales como átomos hay exactamente en gramos de 12 C mol = N A = x Número de Avogadro (N A )

7 Masa molar es la masa de 1 mol de en gramos iones moléculas átomos 1 mol 12 C átomos = x átomos = g 1 12 C átomo = uma 1 mol 12 C átomos = g 12 C 1 mol átomos de litio= g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos) mol

8 3.2 M = masa molar en g/mol N A = Número de Avogadro Masa del elemento (m) Número de moles del elemento (n) Número de átomos del elemento (N)

9 ¿Sabe qué es la masa molar? ¿Cuántos átomos están en g de potasio (K) ? 1 mol K = g K 1 mol K = x átomos K g K 1 mol K g K x x x átomos K 1 mol K = 8.49 x átomos K 3.2

10 Masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. SO 2 1S32.07 uma 2O+ 2 x uma SO uma Para cualquier elemento masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO 2 = uma 1 mol SO 2 = g SO 2 3.3

11 ¿Sabe qué es la masa molecular? ¿Cuántos átomos H están en 72.5 g de C 3 H 8 O? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol H = x átomos H 5.82 x átomos H mol C 3 H 8 O moléculas = 8 mol H átomos 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O 60 g C 3 H 8 O x 8 mol H átomos 1 mol C 3 H 8 O x x H átomos 1 mol H átomos x =

12 Composición porcentual de un elemento en un compuesto = n x masa molar del elemento masa molar del compuesto x 100% n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto C2H6OC2H6O %C = 2 x (12.01 g) g x 100% = 52.14%H = 6 x (1.008 g) g x 100% = 13.13%O = 1 x (16.00 g) g x 100% = 34.73% 52.14% % % = 100.0% 3.5

13 2.6 Tipos estándar de fórmulas y modelos Hidrógeno Agua AmoniacoMetano Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo de esferas y barras Modelo espacial

14 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 H2OH2O molecularempírica C 6 H 12 O 6 CH 2 O O3O3 O N2H4N2H4 NH 2 2.6

15 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

16 3.6 Combustión de 11.5 g de etanol Etanol O 2 no consumido Calor Absorbente de H 2 O Absorbente de CO 2 Determinacion experimental de la formula empirica

17 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

18 3.7 Tres maneras de representar la reacción de H 2 con O 2 para formar H 2 O 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 reactivosproductos Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua

19 Cómo leer las ecuaciones químicas 2 Mg + O 2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O 2 produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 mole O 2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg gramos O 2 produce 80.6 g de MgO 2 gramos de Mg + 1 gramo de O 2 produce 2 g de MgO 3.7 NO ES

20 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 C 2 H 6 NO C 4 H 12

21 Balance de ecuaciones químicas 3.Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo y un producto. C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 3.7 empiece con C o H pero no O 2 carbonos en la izquierda 1 carbono en la derecha multiplicar CO 2 por 2 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + H 2 O 6 hidrógenos en la izquierda 2 hidrógenos en la derecha multiplicar H 2 O por 3 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O

22 Balance de ecuaciones químicas 4.Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos oxígenos en la izquierda 4 oxígenos (2x2) C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O + 3 oxígenos (3x1) multiplicar O 2 por 7 2 = 7 oxígenos en la derecha C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 7 2 quite la fracción multiplique ambos lados por 2 2C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O

23 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 C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O ReactivosProductos 4 C 12 H 14 O 4 C 12 H 14 O 4 C (2 x 2)4 C 12 H (2 x 6)12 H (6 x 2) 14 O (7 x 2)14 O (4 x 2 + 6)

24 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 molares Concepto de mol

25 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 de reactivo Masa de reactivo Moles de reactivo Moles de reactivo Moles de reactivo Moles de producto Moles de producto Moles de producto Masa de producto

26 El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación 2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce? gramos CH 3 OHmoles CH 3 OHmoles H 2 Ogramos H 2 O masa molar CH 3 OH coeficientes de la ecuación química masa molar H 2 O 209 g CH 3 OH 1 mol CH 3 OH 32.0 g CH 3 OH x 4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH x 18.0 g H 2 O 1 mol H 2 O x = 235 g H 2 O 3.8

27 6 verdes agotados 6 rojas sobre la izquierda Reactivos limitantes 3.9 Antes del inicio de la reacciónDespués de completada la reacción Reactivo limitante Reactivo en exceso

28 ¿Sabe qué son los reactivos limitantes? En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Calcular la masa de Al 2 O 3 formada. g Almol Almol Fe 2 O 3 necesitado g Fe 2 O 3 necesitado O g Fe 2 O 3 mol Fe 2 O 3 mol Al necesitado g Al necesitado 124 g Al 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al x 160. g Fe 2 O 3 1 mol Fe 2 O 3 x = 367 g Fe 2 O 3 Empiece con 124 g Al necesita 367 g Fe 2 O 3 Tiene más Fe 2 O 3 (601 g) así el Al es reactivo limitante 3.9

29 Use el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar. g Almol Almol Al 2 O 3 g Al 2 O g Al 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al 2 O 3 2 mol Al x 102. g Al 2 O 3 1 mol Al 2 O 3 x = 234 g Al 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe 3.9

30 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 teórico x

31 Porcentaje de error Valor teórico - Valor experimental Valor teórico X 100 % error =


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