Unidad 5: Formulas quimicas

Presentación del tema: "Unidad 5: Formulas quimicas"— Transcripción de la presentación:

1 Unidad 5: Formulas quimicas
Prof. Jean F Ruiz Calderon

2 Reacciones químicas Reactivos Productos

3 Ecuaciones químicas Reactivo - las sustancias que existen antes de a el cambio químico (o la reacción) ocurre. Productos - las nuevas sustancias se forman que durante los cambios químicos. La ECUACIÓN QUÍMICA indica los reactivos y productos de una reacción. Objetivos: Para identificar siete elementos que ocurren naturalmente como moléculas diatómicas, H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. [Gemelos de HOBrFINCL o hermanos de BrINClHOF] escribir una ecuación química de la descripción de una reacción química.

4 Evidencias de reacciones químicas
Cambio en color Formación de precipitado Liberación o absorción de calor Formación de gas

5 Ecuaciones desequilibradas y equilibradas
H Cl Cl H Cl Cl H H H2  + Cl2   HCl  H2  + Cl2   2 HCl productos los reactivo H Cl productos los reactivo H Cl 2 1 2 2 2 1 2 2 (desequilibrado) (balanceado)

6 Visualización de una reacción química
2 Na Cl2                                NaCl            2 10 10 Na 5 5 Cl2 10 10 ¿? NaCl

7 Como calibrar una ecuación química?
Pasos para “balancear” una ecuación: Determine el numero de reactivos y productos Si un elemento aparece en UN solo compuesto en cada lado de la reacción, comience balanceando ese elemento primero. Continúe balanceando los demás elementos hasta encontrar los coeficientes correctos. NUNCA intente calibrar su ecuación cambiando el sub-índice de los reactivos o productos! Usted puede usar fracciones, y al final , si desea, multiplicar TODOS los coeficientes por el denominador común.

8 Ecuaciones químicas de equilibrio
Ecuación equilibrada - una en de el cual el número los átomos de cada elemento como reactivo son iguales a número de átomos de ese elemento como producto Determinar si la ecuación siguiente es equilibrada. 2 Na + H2O  NaOH + H2 Objetivo: Para escribir ecuaciones químicas equilibradas por la inspección. Ecuación química equilibrada      - Proporciona la información cualitativa sobre las identidades y los estados físicos de los reactivo y de los productos      - Proporciona la información cuantitativa porque dice las cantidades relativas de reactivo y de productos consumidos o producidos en la reacción     - El número de átomos, de moléculas, o de unidades de la fórmula de un reactivo o de un producto en una ecuación química equilibrada es el coeficiente de eso especie     - El cociente de topo de dos sustancias en una reacción química es el cociente de sus coeficientes en la ecuación química equilibrada 2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2

9 Ejercicios: Calibre las siguientes ecuaciones quimicas
NH3 + O2  N2 + H2O HCl + Ca  CaCl2 + H2 CH4 + O2    CO2 + H2O NO2 + NH3  N2 + H2O Respuestas: 1. 4NH3 + 3O2  2N2 + 6H2O 2. 2 HCl + Ca  CaCl2 + H2 3. CH4 + 2 O2    CO2 + 2 H2O 4. NO2 + 2 NH3  N2 + 3 H2O

10 Estados de la materia A veces se necesita indicar en una ecuacion quimica los estados de la materia en los reactivos y en los productos. Para esto utilizamos los siguientes simbolos: (s) para solido (l) para liquido (g) para gas (aq) o (ac) para solucion acuosa Ejemplos: NO (g) +   O2 (g)    NO2 (g)  C6H12 (l) +   O2 (g)     CO2 (g) +     H2O (l)

11 Regla del octeto La regla del octeto es la tendencia que tienen los atomos a tener el mismo arreglo en sus electrones como lo tienen los gases nobles. Esto se debe a que la estabilidad de los atomos ocurre cuando llenan su capa de valencia.

12 Iones Los iones son aquellos con cargas ionicas.
Cation (carga +) Los enlaces iónicos ocurren comúnmente entre un metal y un no-metal Anion (carga -)

13 Iones comunes

14 Iones poliatómicos Es un ion (que tiene carga) compuesto por 2 o mas átomos que están unidos por un enlace covalente.

15 Ejercicio: Enlaces ionicos
Cual (es) de los siguientes pares de elementos tienen mayor probabilidad de formar un compuesto ionico? Li y Cl O y Br K y O Na y Ne N y F

16 Ejercicio: Enlaces ionicos
Cual (es) de los siguientes pares de elementos tienen mayor probabilidad de formar un compuesto ionico? Li y Cl O y Br K y O Na y Ne N y F Respuesta: A y C

17 Ejercicio: Enlaces ionicos
Escriba la formula ionica correcta para el compuesto que se forma de los siguientes iones: Na+ y O2- Al3+ y Br- Ba2+ y N3- Mg2+ y F- Al3+ y S2-

18 Ejercicio: Enlaces ionicos
Escriba la formula ionica correcta para el compuesto que se forma de los siguientes iones: Na+ y O2- = Na2O Al3+ y Br- = AlBr3 Ba2+ y N3- = Ba3N2 Mg2+ y F- = MgF2 Al3+ y S2- = Al2S3

19 Enlaces covalentes Son mas comunes entre dos no-metales.
En este enlace se comparten los electrones (esto se debe a la alta energía de ionización de los no-metales).

20 Enlaces covalentes Se utiliza la estructura de Lewis para representar los enlaces covalentes. En esta estructura, los electrones se representan con puntos o con una linea (cuando son 2 electrones). + =

21 Enlaces covalentes dobles y triples
Cuando se comparten 2 electrones entre 2 atomos se crean enlaces covalentes dobles. Cuando se comparten 3 electrones entre 2 atomos, se crean enlaces covalentes triples.

22 Ejercicio: enlaces covalentes
Dibuje la estructura de Lewis de Dioxido de carbono (CO2), donde el atomo de carbono es el central.

23 Ejercicio: enlaces covalentes
Dibuje la estructura de Lewis de Dioxido de carbono (CO2), donde el atomo de carbono es el central.

24 Concepto de mol El término mol proviene del latín moles, que significa “una masa” 1 mol = la cantidad de materia (átomos, moléculas o iones) que contienen 12g de 12C. Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es ·1023 Molecula= masa pequena número de Avogadro

25 Avogadro contando el número de moléculas en un mol

26 Concepto de mol Por definicion:
En 1 mol hay 6.02 x 1023 (el número de Avogadro) unidades de materia físicas reales ( átomos, moléculas o iones).

27 Masa molar La masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o atómica para los átomos) expresada en gramos. Esta se denomina como masa molar. Masa molar de algunos elementos y compuestos Sustancia Masa molar 1 mol de C 12.0 g 1 mol Na 23.0 g 1 mol de Fe 55.9 g 1 mol de NaF 42.0 g 1 mol de C6H12O6 (glucosa) 180.1 g 1 mol de C8H10N4O2 (cafeina) 194.1 g La masa molar es la masa atomica expresada en gramos.

28 Masa molar Ejemplo: Tenemos 225 g de agua, ¿cuántos moles tiene?
Necesitamos la masa molecular del agua (masa agua= 18 u): 12.5

29 Ejercicio: Masa molar En un pote de sal hay 737 g de NaCl. Cuantos moles de NaCl hay en ese pote? Factor de conversion: 1mol NaCl 58.5 g NaCl 737 g NaCl x 1mol NaCl 58.5 g NaCl 12.6 mol de NaCl

30 Calculando los gramos a partir de la ecuacion quimica
2 H2(g) + O2(g) H2O(l) Con los coeficientes bien balanceados puedo hacer afirmaciones como: Se producen 2 moles de H2O por cada 2 moles de H2 que se consumen. Se producen 2 moles de H2O por cada 1 mol de O2 que se consumen. Se consumen 2 moles de H2 por cada 1 mol de O2 que se consumen. Por lo tanto creas estos factores de conversión: 1 mol H2/ 1 mol de H2O 2 mol H2/ 1 mol de O2 2 mol H2O/ 1 mol de O2

31 Calculando los gramos a partir de la ecuación química
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) Factores de conversión: 2 mol H2/ 2 mol de H2o 2 mol H2/ 1 mol de O2 2 mol H2O/ 1 mol de O2 ¿Cuántos moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1.57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra? __ mol H2O = (1.57 mol O2) 2 mol H2O = 3.14 mol H2O 1 mol O2

32 Reactivo limitante Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.  El reactivo limitante es aquel que se encuentra en menor cantidad basado en la ecuación química ajustada. En vida real, cuando hacemos reacciones, a veces se usa un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo limitante. 

33 Reactivo limitante Reactivo limitante: se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma. 7 sandwiches

34 Ejercicio: Para la reacción: 2 H2 + O2  2 H2O
¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? La proporción requerida es de 2 : 1 Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1 Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

35 Ejercicios de practica
Considere todo lo que ha aprendido hasta ahora y conteste las siguientes preguntas: Supongamos que se mezclan g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?  Reacción química: NH3 (g) + CO2  (NH2)2CO (ac) + H2O (l)

36 Ejercicios de practica
Pasos a seguir para resolver: Balancee la ecuación química Convierta los gramos de los reactivos a moles Defina las proporciones estequiometricas Calcule cuantos moles de urea se obtienen si cada reactivo se consume en su totalidad Determine el reactivo limitante Convierta de moles a gramos de urea (tomando en consideracion).