 Relaciones de Masa en Reacciones Químicas  Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1)  Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3 sec. 3.2)  Masa.

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1  Relaciones de Masa en Reacciones Químicas  Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1)  Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3 sec. 3.2)  Masa Molecular (Cap. 3 sec. 3.3)  Espectrofotómetro de Masa (Cap. 3 sec. 3.4)  Composición Porcentual de Compuestos (Cap. 3 sec. 3.5)  Determinación de Fórmulas Empíricas (Cap. 3 sec. 3.6)  Ecuaciones y Reacciones Químicas (Cap. 3 sec. 3.7)  Cantidades de Reactantes y Productos (Cap. 3 sec. 3.8)  Reactivos Limitantes y Rendimiento (Cap. 3 sec. 3.9-3.10)

2  Reacciones en Soluciones Acuosas  Propiedades de Soluciones Acuosas (Cap. 4 sec. 4.1)  Reacciones de Precipitación (Cap. 4 sec. 4.2)  Reacciones de Oxidación y Reducción (Cap. 4 sec. 4.4)  Concentración de Soluciones (Cap. 4 sec. 4.5)  Termoquímica  La Naturaleza y Tipos de Energía (Cap. 6 sec. 6.1)  Cambios de Energía en Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.2)  Introducción a la Termodinámica (Cap. 6 sec. 6.3)  Entalpía de Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.4)  Calorimetría (Cap. 6 sec. 6.5)  Entalpía de Formación y de Reacción (Cap. 6 sec. 6.6)  Calor de Solución y de Dilución (Cap. 6 sec. 6.7)

3  Masa Atómica  La masa de un átomo es igual al número de electrones, protones, y neutrones.  Se define masa atómica (peso atómico) como la masa de un átomo en unidades de masa atómica (amu).  Un amu se define como la masa que es exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbón-12. La masa atómica de carbono es 12 amu (6 protones y 6 neutrones).  La masa de un elemento es el promedio de la mezcla de isótopos de ese elemento.

4  Masa molar de un elemento  El uso de amu provee una escala relativa de la masa de los elementos. La masa de los átomos es muy pequeña para usos prácticos.  Se escogió a carbón-12 como estandar para calcular el peso y cantidad de átomos. 12 amu equivale a una muestra de 12 gramos que contiene 6.022 x 10 23 átomos de carbono (número de Avogadro).  Se usa el concepto de mol para describir una cantidad unitaria de átomos de un elemento y su peso o masa molar en gramos.  1 mol del elemento Z / masa molar (gramos) Z

5  Masa Molecular  Equivale al peso molecular en gramos de un mol de una molécula.  Equivale a la sumatoria del peso en gramos de cada átomo que compone la molécula.  Masa molecular = nA (g) + nB(g) + nC(g) +…….  A, B,C = elemento  n = al número de moles de cada elemento en la molécula  Ejemplos:  Ejercicios: 3.24, 3.26

6  Composición Porcentual de Compuestos  Se puede calcular el porciento (fracción) de cada elemento en un compuesto.  Se define la composición porcentual por masa como el porciento por masa de cada elemento en un compuesto.  n = número de moles del elemento en el compuesto  Ejercicios: 3.40, 3.42, 3.48, 3.103,

7  Determinación de Fórmulas Empíricas  Se escriben basado en medidas (%, gramos) y observaciones experimentales.  Es una fórmula química que describe la razón más sencilla, en números enteros, entre los elementos de un compuesto en vez del total actual de átomos en la molécula.  Ejemplos:  Fórmula Química de Glucosa C 6 H 12 O 6  Fórmula Química de agua H 2 O  Ejercicios: 3.50, 3.52

8  Ecuaciones y Reacciones Químicas  Reacción Química: proceso donde una(s) sustancia(s) se transforman en una o más sustancias.  Las ecuaciones químicas son una manera conveniente de representar reacciones químicas. Las ecuaciones químicas se escriben usando los símbolos de los elementos y/o compuestos en términos de reactantes y productos.  A + B C  Se escribe entre paréntesis a la derecha de cada reactante y producto un símbolo que represente la forma o estado en que la sustancia existe. Gases (g), líquidos (l), sólidos (s), y sustancias disueltas en agua (aq).

9 REACTANTES Los reactantes en una ecuación química son las sustancias escritas en el lado izquierdo de la flecha en la ecuación. Cuando dos o más reactantes son parte de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma (+). PRODUCTOS Los productos en una ecuación química son las sustancias escritas en el lado derecho de la flecha en la ecuación. Cuando dos o más productos son parte de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma (+).  Reactants  HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H 2 O (l) Products

10  Ecuaciones químicas balanceadas  Una ecuación química balanceada es aquella donde el número de átomos de cada elemento en los reactantes es igual al número de átomos de ese mismo elemento en los productos.  Las reacciones se balancean aplicando la ley de conservación de la materia.  Coeficientes se escriben al lado izquierdo de cada reactante o producto para llegar al balance. 2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (l)

11  Reacciones Químicas: Balancear  Metano, CH 4, es el ingrediente principal en el gas natural. Cuando se quema, se combina con oxígeno O 2 para formar bióxido de carbono CO 2 y agua H 2 O. Esta información se escribe con la siguiente ecuación: CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g)  Ejercicios: 3.59, 3.60

12  Reactantes y Productos: Conceptos Cuantitativos  En las reacciones químicas, las interpretaciones cuantitativas se basan en la masa molar y el concepto de mol.  Se llama estequiometria al estudio cuantitativo de los reactantes y productos en una reacción química.  Para resolver problemas cuantitativos usamos la estequiometria como sigue:  1. Balancear ecuaciones químicas  2. Establecer relaciones molares entre reactantes y productos  3. Si está buscando cantidad de un producto a partir de cantidades conocidas de reactantes:  Convierta la cantidad de reactantes en moles.  Establezca la relación molar entre los moles que reaccionan y la cantidad de moles producidos.  Calcule la cantidad de producto relacionado los moles de producto y su masa molar.  4. Si está buscando cuanto reactivo se necesita para producir una cantidad conocida de producto:  Convierta la cantidad de producto en moles.  Establezca la relación molar entre los moles producidos y los que reaccionan.  Calcule la cantidad de reactivo relacionando moles de reactivo y su masa molar.

13  Ejemplos  CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g)  N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g)  H 2 O (aq) H 2 (g) + O 2 (g)  Ejercicios: 3.66, 3.68, 3.70, 3.72, 3.76

14  Reactivo Limitante  Es aquella sustancia (reactante) que se usa (consume) primero en una reacción química.  Se determina:  1. Balanceando la ecuación química  2. Calculando el número de moles de cada reactante  3. Calculando el número de moles de producto que cada reactante produce. (utilizar razones entre reactantes y productos)  4. El reactante que menos moles de producto produzca, es el reactante limitante.  Ejemplos  CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g)  Ejercicios: 3.83, 3.84, 3.85

15  Rendimiento de un Proceso Químico  Rendimiento Actual: cantidad real obtenida  Rendimiento Teórico: cantidad obtenida si todo el reactante limitante se utilizó en la reacción química  El rendimiento es una medida de la ___________ de un proceso químico.  Ejemplos  Ejercicios: 3.90, 3.91, 3.92  Ejercicios Adicionales: 3.104, 3.108, 3.113, 3.114, 3.117, 3.118, 3.142

16  Reacciones en Soluciones Acuosas  Solución: mezcla homogénea de dos o más sustancias.  Solvente: sustancia presente en la mayor concentración (H 2 O)  Soluto: sustancia presente en la menor concentración  Categorías de solutos disueltos en agua  Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en agua, la solución conduce electricidad  No Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en agua, la solución no conduce electricidad

17  Reacciones de Precipitación  Reacción en solución acuosa que resulta en la formación de un producto insoluble o precipitado.  Ejemplo: Reacciones de Metátesis (doble desplazamiento)  Usualmente estas reacciones occuren entre sustancias disueltas en agua. En las reacciones, dos compuestos disueltos reaccionan e intercambian “parejas” para formar dos nuevos compuestos.  La ecuación general AX + BY BX + AY  Ejemplo:  NaCl (aq) + AgNO 3 (aq)→NaNO 3 (aq) + AgCl (s)

18  Solubilidad  Es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en una cantidad específica de solvente a una temperatura.  Tabla 4.2 (pag. 125) Ejemplos de compuestos iónicos  Ecuaciones de Reacciones en Soluciones  Ecuación Molecular  Ecuación Iónica  Ecuación Neta Iónica  Ejemplos

19  Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)  Reacciones de transferencia de electrones entre los reactantes.  Reacción de oxidación: uno de los reactantes “pierde” electrones. A este reactante se le llama agente reductor.  Reacción de reducción: uno de los reactantes “acepta” electrones. A este se le llama agente oxidante.  Cu(s) + 2AgNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2Ag(s)  Cu Cu 2+ + 2e -  2Ag + + 2e - 2Ag

20  Clases de Reacciones Redox  Reacciones de Combinación: donde dos o más sustancias se combinan para formar un producto.  S(s) + O 2 (g) SO 2 (g)  Ejemplo: fórmula química del moho (rust)  Reacciones de Descomposición: rompimiento de un compuesto en dos o más componentes.  2KClO 3 (s) 2KCl(s) + 3O 2 (g)  Reacciones de Combustión: cuando una sustancia reacciona con oxígeno liberando calor y luz.  C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(l)

21  Reacciones de Desplazamiento  Un ión o átomo en un compuesto es reemplazado por un ión o átomo de otro elemento.  1. Desplazamiento de Hidrógeno  Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (s) + H 2 (g)  Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl 2 (aq) + H 2 (g)  2. Desplazamiento de Metal  Un metal en un compuesto puede ser desplazado por otro metal en su estado elemental.  V 2 O 5 (s) + 5Ca(l) 2V(l) + 5CaO(s)  TiCl 4 (g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl 2 (l)

22  3. Desplazamiento de Halógeno  Orden de reactividad para el desplazamiento  F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2  Cl 2 (g) + 2NaI (aq) 2NaCl (aq) + I 2 (s)

23  Concentraciones de Soluciones  La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en un volumen predeterminado de solvente o solución.  Unidad : Molaridad = número de moles de soluto por litro de solución.  Ejemplos

24  Dilución de Soluciones  Procedimiento para preparar una solución de menor concentración a partir de una de mayor concentración.  Visualización Conceptual  Moles de soluto antes de dilución = Moles de soluto después de dilución  Fórmula para cálculos en dilución de soluciones  M i V i = M f V f  Pensamiento crítico analítico: comparar magnitud del cambio entre Mi y Mf y entre Vi y Vf

25  Ejercicios de práctica capítulo 4.  4.22, 4.44, 4.54, 4.56(a,b,c), 4.60, 4.62, 4.64, 4.66, 4.70, 4.71, 4.72, 4.74, 4.114, 4.134

26  Termoquímica  La Naturaleza de la Energía y los Tipos de Energía  La energía se sabe que existe por los efectos reconocibles. No se puede ver, tocar, oler o pesar.  Energía: capacidad de hacer trabajo  Trabajo: fuerza x distancia  Trabajo: cambio en energía que resulta de un proceso

27  Tipos de Energía  Energía Cinética  Energía Radiante  Energía Termal  Energía Química  Energía Potencial  La energía se puede convertir de una a otra  No se destruye ni se crea. Cuando una desaparece, aparece otra de igual magnitud.  Ley de Conservación de Energía

28  Cambio de Energía en Reacciones Químicas  En casi todas las reacciones químicas se absorbe o se libera energía generalmente en forma de calor.  Calor: transferencia de energía termal entre dos entes que están a diferentes temperaturas.  Termoquímica es el estudio del cambio de calor en reacciones químicas.  Como parte del estudio energético de las reacciones químicas, se define el ambiente donde éstas ocurren.

29  “Ambiente” en las Reacciones Químicas  Sistema: lugar o parte en específico del universo que nos interesa.  Alrededores: lugar o parte del universo fuera del sistema.  Sistema Abierto: lugar donde se intercambia masa y energía, usualmente en forma de calor con el medioambiente (alrededores).  Sistema Cerrado: existe la transferencia de energía pero no de masa.  Sistema Aislado: no existe la transferencia de energía ni de masa.

30  Procesos Exotérmicos  La energía termal se transfiere del sistema hacia los alrededores (medioambiente).  Procesos Endotérmicos  Energía es transferida desde el medioambiente hacia el sistema.

31  Introducción a Termodinámica  La termodinámica es la rama de la física que se dedica al estudio de las relaciones entre el calor y el resto de las formas de energía. Analiza, por lo tanto, los efectos de los cambios de temperatura, presión, densidad, masa y volumen en los sistemas a nivel macroscópico.física calorenergía  Funciones de Estado: propiedades que son determinadas por el estado del sistema y la magnitud del cambio dependen solamente del estado inicial y final del sistema.  Ejemplo:  V,  T,  P,  E

32  Primera Ley de Termodinámica  Basada en la ley de conservación de energía, establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir.  En la práctica, se utiliza el cambio interno de energía entre el estado inicial y final.   E = E f - E i  Energía interna: energía cinética y potencial de las moléculas, atracción y rechazo entre electrones y núcleo  Como no se pueden medir todas las interacciones moleculares, se mide experimentalmente el cambio neto de energía  E.

33  Usos en Química de 1 ra Ley de Termodinámica   E = q + w   E = cambio en energía interna del sistema  q = intercambio de calor entre el sistema y los alrededores  w = trabajo realizado en o por el sistema  Tabla 6.1 Usos de Signos (+) y (-) para calor (q) y trabajo (w)  q es positivo(+) en procesos endotérmicos  q es negativo(-) en procesos exotérmicos  w es positivo (+) alrededores hacen trabajo sobre el sistema  w es negativo (-) sistema hace trabajo en los alrededores

34  Trabajo (w)  Trabajo Mecánico, Trabajo Eléctrico, Trabajo de Superficie  Trabajo Mecánico en expansión y contracción de gases  w = F x d = -P  V  Unidades de trabajo : 1 L atm = 101.3J  Expansión de gases:  V > 0, trabajo hecho por el sistema, w es negativo  Compresión de gases:  V < 0, trabajo hecho en el sistema, w es positivo  Ejercicios: 6.16, 6.18, 6.20

35  Calor (q) (Heat)  El calor asociado a un proceso depende de cómo el proceso se lleve a cabo. (no es función de estado: final – inicial)  No es propiedad del sistema.  Se manifiesta durante los cambios que ocurren en un proceso (ocurre un cambio) y depende de la trayectoria del proceso.

36  Entalpía en Reacciones Químicas  Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno.termodinámicaHenergíasistema termodinámico  Situaciones ambientales: presión constante, volumen constante   E = q + w  H = E + PV,  H =  E +  (PV)  A presión constante,  E = q - P  V,  q =  E + P  V, P = 0, q =  E   H =  E + P  V, P =0,  H =  E  q =  H

37   E = q + w  H = E + PV,  H =  E +  (PV)  A volumen constante,  E = q - P  V,  V = 0   E = q   H =  E +  (PV)   H =  E,  H = q  Entalpía en Reacciones   H = H (productos) – H (reactantes)  Cambios en entalpía en procesos que envuelven cambios físicos y cambios químicos.

38  Ecuaciones Termoquímicas  Ecuaciones que describen los cambios en entalpía y las relaciones de masa entre reactantes y productos.  Describen el estado físico de reactantes y productos (sólido, líquido y gaseoso).  Si se multiplica cada lado de la ecuación por un factor n, la entalpía  H también se multiplica por el mismo factor n.  Si las ecuaciones intercambian el orden, la magnitud de  H se queda igual, pero cambia el signo. Ejemplos:  En reacciones donde no hay gases, el  V es pequeño, y  E   H  Ejercicios: 6.26, 6.28

39  Calorimetría  Medición del cambio de calor (heat)  Calor específico (s) de una sustancia  Es la cantidad de calor requerida para aumentar la temperatura, por un o C, un gramo de una sustancia.  Capacidad de calor (C) de una sustancia es la cantidad de calor requerida para aumentar la temperatura, de una cantidad definida de la sustancia, por un o C.  C = ms  q = (ms)  T ;  T = T f - T i  q = C  T

40  Calorimetría : medición a volumen constante  Se usa para medir el calor (heat) en reacciones de combustión.  q rxn = - q cal = C cal  T = ms  T  Calorimetría : medición a presión constante  Se usa para medir el calor en reacciones donde no hay combustión.  q rxn = - q cal = C cal  T = ms  T  Como la presión es constante, q rxn =  H  Ejercicios: 6.37, 6.38

41  Entalpías de Formación y de Reacción  Entalpía Estándar de Formación (  H o f ) : punto de referencia donde las sustancias se encuentran en un estado estándar a 1 atm.  La entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es cero.  La entalpía estándar de formación de un compuesto es el cambio en calor que resulta cuando 1 mole del compuesto es formado por sus elementos a 1 atm.

42  Entalpía Estándar de Reacción (  H o rxn ) :   H o rxn =  n  H o f (prod) -  m  H o f (react)  Método Directo  Método Indirecto (Ley de Hess)  Calor de Solución y de Dilución en Procesos Físicos (a presión constante, q =  H soln )  Calor de Solución  H soln = U +  H hydr  U = energía de enrejado requerida para separar un mol de un compuesto iónico sólido en iones gaseosos.   H hydr = energía asociada al proceso de hidratación

43  Calor de Dilución  Cambio de calor asociado al proceso de dilución.  Ejercicios: 6.52, 6.54, 6.60, 6.62, 6.64, 6.80, 6.86, 6.98, 6.104, 6.108