EXAMEN 2: 16 de octubre 2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases)

Presentación del tema: "EXAMEN 2: 16 de octubre 2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases)"— Transcripción de la presentación:

1 EXAMEN 2: 16 de octubre 2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases)
Cantidad de sustancia (6 de septiembre) Concepto de mol y relación entre peso atómico y masa molar Reacción Química (6 y 11 de septiembre) Ley de la conservación de la materia Ecuaciones Químicas Balances de reacciones Tipos de reacciones Reacciones ácido-base Reacciones oxidación y reducción (estado de ox., No. de oxidación, balance) Estequiometría (13 y 18 de septiembre) Composición elemental y formula mínima Cálculos estequiométricos Reactivo limitante y rendimiento de la reacción Unidades de concentración (20 y 25 de septiembre) Porcentaje en masa, volumen Concentración molar, molal y diluciones Estequiometría de reacciones en disolución 2.2 EQUILIBRIOS QUIMICOS (5 Clases) Ley de acción de masas (27 de septiembre y 2 de octubre) constantes de equilibrio Equilibrios heterogéneos Perturbación del equilibrio Equilibrio Ácido-Base (Bronsted-Lowry) (4 de octubre) Propiedades acidas-básicas del agua y concepto de pH Constantes de equilibrio Ka y Kb Ácidos-Base y estructura química (9 de octubre) Ácidos binarios y terciarios Ácidos orgánicos Cationes metálicos Ácidos y bases de Lewis (11 de octubre) EXAMEN 2: 16 de octubre

2 CLASE 1

3 CANTIDAD DE SUSTANCIA + -
La CANTIDAD de SUSTANCIA aparece gracias a la consolidación de la teoría atómica molecular, ya que su introducción en 1 rxn química hace que se centre más la atención en la relación entre el # de partículas que intervienen en la misma, que en los pesos de combinación. Su introducción hace posible contar en el nivel microscópico las entidades elementales a partir de las masas o los volúmenes de combinación de las sustancias que reaccionan. + - Cantidad de sustancia

4 En sustancias iguales se puede medir sin problemas en unidades de masa o de volumen
El problema surge cuando queremos comparar cantidades en sustancias diferentes. Aquí el concepto de “cantidad de sustancia” tendría que basarse en la cuenta de las partículas imperceptibles que conforman la materia

5 No= 6.02214199 x 1023 entidades elementales/mol
Constante de Avogadro No= x 1023 entidades elementales/mol Entidades elementales: átomos, iones, moléculas, fórmulas, e-. 1 mol de átomos de carbono 1 mol de iones Na+ 1mol de núcleos de He 1 mol de moléculas de O2 1 mol de e- 1 mol de fórmulas NaCl ¿Cuántos átomos de sodio hay en la siguiente cantidad de sustancia: 0.3 moles de átomos de sodio? El No nos permite transformar cantidad de sustancia, n, a número de partículas , N. 6.02 x 1023 átomos de Na 1 mol Na N átomos de Na = 0.3 mol Na N = 1.81 x 1023 átomos de Na

6 Como se mide la cantidad de sustancia?
ACTIVIDAD Se tiene una muestra de benceno con 1.27 x 1022 moléculas. Calcula la cantidad de sustancia en dicha muestra, expresada como moles de moléculas de benceno. Como se mide la cantidad de sustancia? Se mide indirectamente, a través de una propiedad que sea proporcional al # de entidades elementales, como puede ser la masa, el peso o inclusive el volumen. Los pesos atómicos relativos NO tienen unidades, ya que se refieren a un cociente entre 2 pesos, o sea, a 1 peso atómico comparado con el de 1 átomo patrón. Siglo XIX Peso atómico de A= Peso del átomo A Peso de átomo de hidrógeno Definición actual Peso del átomo de A = Peso atómico de A 1/12 del peso del átomo de carbono 12 Se puede sustituir la palabra “peso” por “masa” ya que una comparación entre 2 pesos es idéntica a una comparación entre 2 masas en el mismo lugar de la tierra

7 Peso atómico de A = Masa del átomo de A
1/12 de la masa del átomo de carbono-12 El resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A y 2, 3, o más átomos patrón. En particular si consideramos 1 mol de dichos átomos: Peso atómico de A = Masa de 1 mol de átomos de A 1/12 de la masa de un mol de átomos de carbono12 Al numerador de esta expresión se le denomina “masa molar” del elemento MA y las unidades g/mol. Reconocemos que la masa de 1 mol de átomos de C12 es exactamente 12g. Así llegamos a la importante expresión: Peso atómico de A = MA = MA 1/12 (12g/mol) g/mol Si repetimos este proceso iniciando con el peso molecular del compuesto A, llegaríamos a una ecuación idéntica: Peso molecular de A = MA 1g/mol

8 La masa molar de A, sea A un elemento o un compuesto, es igual al peso atómico o molecular de A, que es un número adimensional, multiplicado por la unidad 1g/mol. MA = peso atómico o molecular de A (1g/mol) El peso atómico relativo es un cociente sin unidades, en el que se compara la masa (o el peso) de 1 átomo dado con la doceava parte de la masa o peso de 1 átomo de carbono 12. Masa Molar es la masa de 1 mol de entidades elementales. Sus unidades son g/mol. Ambas cantidades, aunque muestran el mismo valor numérico, tienen diferentes unidades. Los datos de los pesos atómicos calculados de esta manera se encuentran en cada casilla de la tabla periódica.

9 MASA MOLAR DE UNA FÓRMULA
La masa molar se obtiene al sumar las masas molares de los átomos que constituyen la molécula o fórmula, sin olvidar que los subíndices de los símbolos elementales hablan del número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula. 1 mol de agua, H2O, contiene 1 mol de átomos de oxígeno y 2 moles de átomos de hidrógeno. Así la masa molar se calcula al sumar la masa de 1 mol de oxígenos (16g) y 2 moles de hidrógenos (2g). MH2O = [(1)16 + (2)1]g de agua = 18 g/mol 1 mol de moléculas de agua CANTIDAD DE SUSTANCIA EN CIERTA MASA Se tienen 3.02 g de carbono-12 ¿cuál es la cantidad de sustancia en esta muestra? La incógnita es la cantidad de sustancia de carbono-12, sus unidades son moles. nc mol C12 = 3.02g C mol C12 =0.252 mol C12 12 g C12

10 Calcula el número de fórmulas de NaCl en 3.54 moles de NaCl
NÚMERO DE MOLECULAS EN CIERTA MASA Indica las moléculas de agua que hay en una muestra con 10g de agua. Las unidades de la incógnita son moléculas de agua y las del dato son gramos de agua. 10g H2O 1 mol H2O x 1023 moléculas de H2O = 3.35 x 1023 moléculas de H2O 18 g H2O mol H2O Calcula el número de fórmulas de NaCl en 3.54 moles de NaCl Calcula la cantidad de sustancia de S8 en una muestra con 2.43 x1024 moléculas de S8. Calcula la masa de una muestra de benceno, C6H6 que contiene 3.8 x 1023 moléculas de C6H6. Calcula la cantidad de sustancia de NO en el aire de una habitación que contiene 3.3 x 10-5g NO. La masa molar del Cu es de g/mol ¿cuál es la masa de 1 átomo de Cu?

11 6. Calcula la masa en gramos que hay en
5.02 moles de oro 0.050 moles de uranio 14.5 moles de neón 3.5 x 10-3 moles de polonio 7. Calcula la cantidad de sustancia presente en cada una de las siguientes masas: a)12g de Na b) 0.03g de platino c) 0.875g de As d) 0.986g de xenón 8. Cuantos átomos hay en 1 g de Cu? 9. En que muestra hay más átomos de plata? La masa molar de la plata es de 107.9g/mol 6.7g de plata 0.16 moles de plata 6.53 x 1022 átomos de plata 10 Calcula las masas molares de las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos: amoniaco, NH3 Benceno, C6H6 Metano, CH4 Glucosa,C6H12O6

12 REACCIONES QUÍMICAS Jabón Telas sintéticas cosméticos Para obtener la gran mayoría de estos productos, han sido necesarios un sinnúmero de procesos que involucran transformaciones de unas sustancias en otras, esto es, de reacciones químicas. Celdas solares plásticas

13 Suceden espontáneamente en el mundo que nos rodea, ejemplos:
Revelado fotográfico Encender un cerillo Oxidación de metales Procesamiento de alimentos Sucede 1 rxn química cuando unas sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otras (productos) que tienen diferentes propiedades físicas y químicas.

14 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA En 1 rxn química la masa se conserva.
Ley de la Conservación de la Materia En toda rxn química, la masa total presente antes y después del cambio es la misma Si se piensa en 1 rxn química como un reacomodo de átomos a nivel molecular, es fácil entender la ley de conservación de la materia, pues las partículas individuales no se transforman unas en otras, sino que sólo cambia la forma en la que están asociadas. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA En 1 rxn química la masa se conserva.

15 Ecuaciones químicas 1 rxn química se representa por medio de una “ecuación química” se utilizan las fórmulas químicas de las sustancias puras, símbolos como la adición (+) para expresar la participación de varias sustancias y la ocurrencia de reacción con una flecha () Símbolo Significado + Se usa ÷ 2 fórmulas para indicar la presencia de varios reactivos o productos  “Flecha de rxn” separa los reactivos de los productos. Indica “produce…”  Indica que la rxn puede ocurrir en ambas direcciones  Indica la formación de 1 precipitado que cae x gravedad al fondo del vaso  Indica que se desprende un gas, es equivalente a usar (g) (s) Se utiliza para indicar que la sustancia se encuentra en estado sólido (l) Indica que la sustancia se encuentra en estado líquido (g) Indica que la sustancia se encuentra en estado gaseoso (ac) Indican que la sustancia se encuentra en disolución acuosa  Calor   Indica que la rxn requiere energía térmica para llevarse a cabo H2SO4 Indica que se requiere de dicha sustancia para que la rxn ocurra.

16 CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
calor Carbonato de calcio, sólido, en presencia de calor, se descompone en óxido de calcio, también sólido, y dióxido de carbono gaseoso 1 Ca 1 C 3 O 1 Ca 1 C 3 O En 1 compuesto En 2 compuestos 1 ecuación química contiene algo más que la descripción de los compuestos participantes, habla también de la proporción de c/elemento presente en ellos y muestra la conservación de la materia, a través de la igualdad en el # de átomos a ambos lados de la flecha “1 mol de carbonato de calcio se descompone con el calor para producir 1 mol de óxido de calcio y 1 mol de dióxido de carbono” MCaCO3= MCa + MC + 3MO = (16) = 100 g/mol MCaO= MCa + MO = 40 + (16) = 56 g/mol MCO2= MC + 2MO = (16) = 44 g/mol “100g de carbonato de calcio se descomponen para producir 56g de óxido de calcio y 44g de dióxido de carbono”

17 Manifestaciones de qué ocurre en una rxn química
Cambio de color Metales que se dejan expuestos a la interperie, sufren un cambio de coloración al formarse en sus superficie un óxido, producto de la rxn entre el metal y el oxígeno del aire Cambio de energía RXN exotérmica: Metales alcalinos con agua. Desprende energía en forma de calor RXN endotérmica: quemar un pedazo de madera. Absorbe energía en forma de calor

18 Desprendimiento de un gas
Olor de 1 huevo descompuesto debido al desprendimiento de sustancias que contienen S. Alka Seltzer en un vaso con agua. Formación de un precipitado Cuando se mezclan 2 soluciones y se observa la formación de 1 sólido, es una evidencia que ha ocurrido una reacción química. El sólido formado se le llama “precipitado”

19 TAREA una moneda de 12g contiene 10g de Ag y 2g de Cu. Los pesos atómicos son respectivamente y 63.5g/mol. ¿cuántos átomos de Ag y de Cu han en la moneda? ¿Cuál es la masa de 1 pedazo de aluminio que tiene tantos átomos como los que existen en 2g de O2? Los datos de las masas molares son 27 g/mol para el Al y 32g/mol para el oxígeno molecular en cada uno de los siguientes pares, qué sustancia contiene el mayor número de átomos: 1 mol de Cl o 1 mol de Cl2 1 átomo de F o 1 molécula de flúor 53.4 g de Fe o 53.4 g de Cu ¿Qué muestra tiene mayor masa? 1 mol de Fe o 1 mol de Mg 6.02x1022 átomos de Fe o 1 mol de Na 1 molecula de O2 o 1 átomo de O el elemento mas abundante en el mar (sin contar H y O) es el cloro. Existen 19g de este elemento en cada litro de agua de mar. Si el volumen de los océanos es 1.4x1021 litros, calcula la masa de cloro en el mar indica a cuántos moles de átomos corresponde.

20 CLASE 2

21 = 2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) Balanceo de ecuaciones Reactivos
Una ecuación química proporciona información cuantitativa cuando está balanceada Reactivos # de átomos Productos = Na (s) + Cl2 (g)  NaCl (s) 2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) REGLAS (transformación de dióxido de carbono y agua para obtener glucosa más oxígeno) Escribir correctamente las fórmulas tanto de reactivos como de productos incluyendo el estado de agregación en el que se encuentran CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)

22 CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)
Contar los átomos de cada elemento presentes en cada lado de la flecha de rxn. CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) 1 C 2 H 3 O 6 C 12 H 8 O 3. Tratar de balancear el átomo o ion más abundante, pero que se encuentre sólo en un reactivo y un producto, encontrando además el mínimo común múltiplo entre los coeficientes obtenidos. (H) CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) Repetir el paso anterior con cada uno de los siguientes átomos. Para balancear el C. Finalmente, el oxígeno se balancea. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) Revisar que todos los átomos estén balanceados 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) 6 C 12 H 18 O 6 C 12 H 18 O

23 Tipos de reacciones 4Fe (s) + 3O2 (g)  2Fe2O3 (s)
RXNs de Síntesis Cuando 2 o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto. Ejemplo: oxidación del hierro. 4Fe (s) + 3O2 (g)  2Fe2O3 (s) RXNs de Descomposición Se da cuando 1 sustancia produce 2 o más sustancias más simples. Ejemplo: descomposición de una sustancia en sus elementos, como la electrolisis Los ácidos formados por la unión de 1 óxido de no-metal y agua, se separan al calentarlos en sus compuestos de origen. 2 H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g) H2SO4 (ac)  H2O (l) + SO2 (g)

24 Ca(OH)2 (s)  CaO (s) + H2O (l)
El hidróxido de calcio se descompone por calentamiento en cal viva y agua Ca(OH)2 (s)  CaO (s) + H2O (l) Calentamiento del clorato de potasio 2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g) RXNs de Desplazamiento Simple Cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. Mezclar un ácido fuerte con el zinc se sustituyen por Zn los Hs del ácido. Sustituir un halógeno por otro: Un metal por otro que se encuentra combinado en una sal Zn (s) + 2 HCl (ac)  ZnCl2 + H2 (g) F2 (g) + 2 NaCl (ac)  Cl2 (g) + 2NaF (ac) Pb (s) + CuSO4 (ac)  PbSO4 + Cu (s)

25 NaCl (ac) + AgNO3 (ac)  NaNO3 (ac) + AgCl (s)
RXNs de Doble Desplazamiento Se llevan a cabo por lo general entre 2 compuestos iónicos disueltos en agua, donde cada 1 de los cationes intercambia posición con el otro. Comúnmente este tipo de reacciones se hacen evidentes por la formación de una sal insoluble o precipitado. NaCl (ac) + AgNO3 (ac)  NaNO3 (ac) + AgCl (s) RXNs de Combustión Son las rxn´s de combinación con el oxígeno que liberan energía térmica y luminosa. Algunos metales, como el Na o Mg Al quemar una vela y en el motor de los automóviles, al quemarse la gasolina (rxn´s de combustión de hidrocarburos con oxígeno). 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s) 2C8H18 (l) + 25 O2 (g)  16 CO2 (g) H2O (g)

26 RESUMEN Tipo de RXN Forma general Explicación De síntesis A + B  AB
2 o más sustancias se combinan para dar una más compleja De Descomposición AB  A + B 1 sustancia se descompone en 2 o más sustancias más simples De desplazamiento simple A + BC  AB + C 1 elemento reemplaza a otro en un compuesto De doble desplazamiento AB + CD  AD + BC Entre 2 sustancias iónicas que intercambian sus iones. Balancea y Clasifica las siguientes reacciones: Ni (s) + F2 (g)  NiF4 (l) Fe (s) + H2O (g)  Fe2O3 (s) + H2 (g) H3BO3 (s)  B2O3 (s) + H2O (l) CH3OH (l) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g) B2O3 (s) + HF (ac)  BF3 (g) + H2O (l)

27 + Reacciones ácido-base
Sabor agrio Reaccionan con algunos metales como el Fe, Mg y Zn produciendo H2 Descomponen los carbonatos y bicarbonatos liberando CO2 Sabor amargo Al contacto con la piel se sienten jabonosas. ácidos bases + Al poner en contacto 1 ácido con 1 base, las propiedades de cada uno se pierden, diciéndose que se NEUTRALIZAN

28 Na2CO3 (ac) + H2O  2Na+(ac) + HCO3- (ac) + OH- (ac)
La definición más utilizada la propuso Bronsted en 1923, que se aplica principalmente a las disoluciones acuosas. ÁCIDO: es un donador de protones o iones hidrogeno BASE: acepta protones. HCl (ac) + H2O  H3O+(ac) + Cl- (ac) HCl cede un protón al agua dando lugar al ion hidronio, H3O+ y lo mismo sucede con el HNO3. el agua está aceptando 1 protón y sería una base. NH3 (ac) + H2O  NH4+(ac) + OH- (ac) La molécula de amoniaco se comportó como 1 base aceptando 1 protón del agua. El agua aquí es 1 ácido. Na2CO3 (ac) + H2O  2Na+(ac) + HCO3- (ac) + OH- (ac) Un ácido de Bronsted reacciona con el agua, le transfiere a ésta 1 protón, formando H3O+ Una base de Bronsted reacciona con el agua,el agua cede un protón a la base originandose un ion OH-.

29 Es una reacción de transferencia de protones.
“El agua es 1 sustancia anfotérica, que puede presentar comportamiento como ácido o como base, según la naturaleza de la especie química con la que reaccione” Ácido + agua = H3O+ Base + agua = OH- La rxn de 1 ácido con 1 base produce agua OH- (ac) + H3O+  2H2O Rxn´s de neutralización HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) + H2O NH3 (ac) + HNO3  NH4NO3 (ac) En las rxns ácido-base se puede reconocer algunos tipos de reacciones presentadas anteriormente La 1ra rxn puede clasificarse como de doble desplazamiento mientras que la 2da. Como de síntesis.

30 NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)
Identifica los ácidos, las bases y las sales en los reactivos y productos. Clasifica también las reacciones. HClO4 + KOH  KClO4 + H2O H2SO4 + Na2CO3  Na2SO4 + H2CO3 NH3 + HF  NH4F 2HCl + Mg(OH)2  MgCl2 + 2H2O Na2O + H2O  2NaOH CO2 + H2O  HCO3- + H+ NaOH + CO2  NaHCO3 NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)

31 Reactivos = 1Cu y 1Cl Productos= 1Cu y 2Cl
Reacciones de óxido-reducción Son aquellas en las que cambia el # de oxidación de por lo menos 2 átomos de los que participan en la rxn. Reactivos = 1Cu y 1Cl Productos= 1Cu y 2Cl Cu pasó de +1 a +2 Fe pasó de +3 a +2 El Cu se oxida y el Fe se reduce. CuCl + FeCl3  CuCl2 + FeCl2 1 elemento se oxida cuando aumenta su # de oxidación y se reduce cuando disminuye Zn + CuCl2  ZnCl2 + Cu

32 el elemento que se oxida y cuyo # de oxidación aumenta, pierde electrones, y el que se reduce disminuye el #oxidación, gana electrones. 2Li + ½ O2  Li2O 2Al + 3/2 O2  Al2O3 El Metal al combinarse con el oxígeno aumenta su # de oxidación, se oxida, mientras que el oxígeno al pasar de su forma elemental a la de ion óxido, su # de oxidación va de o a -2 y se reduce. “El metal perdió electrones y el oxígeno los ganó”

33 Asignación de números de oxidación
Regla 1. el # de oxidación de 1 elemento puro es cero. Hg, Na, O2, Fe, etc. Regla 2. el # de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga. Cu+2 es +2, S2- es -2. Regla 3. Algunos elementos tienen el mismo # de oxidación en casi todos sus compuestos y pueden servir como referencia para determinar los #s de oxidación de otros elementos en los compuestos. a) el hidrógeno es +1 a menos que esté combinado con 1 metal en un hidruro, y sería -1 b) el Flúor es -1 c) el oxígeno es de -2 en casi todos los compuestos. En los peróxidos existe un enlace O-O, es -1 d) En los compuestos binarios, los átomos del grupo 16 (O, S, Se, Te) tienen un # de oxidación de -2, excepto cuando están combinados con oxígeno o con halógenos. e) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) tienen siempre ´# de oxidación +1 y los alcalino-terreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) tienen +2 Regla 4. La suma de los #s de oxidación de los elementos en 1 compuesto neutro es cero; la suma de los #s de oxidación para los elementos de 1 ion poliatómico es igual a la carga del ion.

34 ACTIVIDAD Asignación de números de oxidación. SO2 b) SO32- c) KMnO4 d) K2Cr2O7 Balanceo de rxns por el método del ion electrón Balancear en medio ácido la rxn que nos muestre la oxidación de Fe+2 a Fe+3 y la reducción del oxígeno del agua oxigenada,H2O2 al agua H2O Paso 1. Escribir la ecuación no balanceada para la reacción en forma iónica. Fe H2O2  Fe H2O Paso 2. Separar la reacción en 2 medias reacciones: oxidación: Fe2+  Fe3+ reducción: H2O2  H2O esta última es 1 rxn de reducción ya que el oxígeno en el peróxido de hidrógeno tiene un # de oxidación de -1 y en el agua de -2 Paso 3. Balancea los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno, si es necesario. En este caso los átomos de Fe están balanceados, luego no se requiere ningún balanceo.

35 Paso 4. Para rxns en 1 medio ácido, añade H2O para balancear los átomos de oxígeno y H+´para balancear los átomos de hidrógeno. En este caso, la rxn de reducción requiere el balanceo de 1 oxígeno, por lo cual añadimos un agua a la derecha: H2O2  2 H2O Ahora equilibramos los hidrógenos, colocando 2H+ a la izquierda Reducción: 2H+ + H2O2  2H2O Paso 5. Añade electrones a cada lado de las 2 rxns para balancear las cargas. La rxn de oxidación requiere de 1 e- a la derecha, de tal forma que la suma de cargas siempre sea +2 oxidación: Fe2+  Fe3+ + e- La rxn de reducción requiere 2 e- a su izquierda, de tal forma que sea neutra su carga en ambos lados: reducción: 2e- + 2H+ + H2O2  2H2O Paso 6. Iguala el # de e- que se transfieren en la rxn de oxidación y en la de reducción, multiplicando una o las 2 medias rxns por los coeficientes apropiados. En este caso basta multiplicar la rxn de oxidación por 2, para que los 2e- que entran en la rxn de reducción salgan en la de oxidación. oxidación: 2Fe2+  2Fe3+ + 2e-

36 Paso 7. Ambas rxns pueden ahora sumarse, cancelándose los e-s en ambas
Paso 7. Ambas rxns pueden ahora sumarse, cancelándose los e-s en ambas. Balancea lo que pueda restar por por inspección. 2Fe H+ + H2O2  2Fe H2O La rxn debe haber quedado balanceada en cada uno de sus átomos, al igual que en su carga. Cuando el balanceo se desee llevar a cabo en medio básico, el paso 4 debe plantearse de otra manera. Balancear en medio básico la oxidación del ion yoduro (I-) por el ion permanganato (MnO4-), para dar yodo molecular (I2) y óxido de manganeso (IV) MnO2 Paso 1. ecuación sin balancear MnO I-  MnO2 + I2 Paso 2. Las medias reacciones son: oxidación: I-  I2 reducción: MnO4-  MnO2 El yoduro -1 se convierte en yodo elemental, con # de oxidación cero y el Mn del permanganato pasa de +7 a +4 en el óxido. Paso 3. Balancea los átomos de yodo oxidación: 2I-  I2

37 Paso 4. balancear los oxígenos en la rxn de reducción, añadimos 2H2O a la derecha y añadimos 4H+ a la izquierda: Reducción: 4H+ + MnO4 -  MnO2 + 2H2O Como la rxn tiene lugar en medio básico y hemos añadido 4H+ añadimos ahora 4OH- a ambos lados de la ecuación: Reducción: 4H OH- + MnO4-  MnO2 + 2H2O + 4OH- Combinando ahora los H+ con los OH- para formar agua y llevando a cabo la cancelación de aguas en ambos lados: Reducción: 2H2O + MnO4-  MnO OH- Paso 5. Añadir 2 e- al lado derecho de la rxn de oxidación, para que la carga sea en todo momento -2 oxidación: 2I-  I2 + 2e- Y añadir 3 e- a la rxn de reducción, para que su carga sea -4 en todo momento: Reducción: 3e H2O + MnO4-  MnO OH- Paso 6. Iguala los e- cedidos por la rxn de oxidación con los requeridos por la de reducción multiplicando la primera por 3 y la segunda por oxidación: 6I-  3I2 + 6e- reducción: 6e H2O + 2MnO4-  2MnO2 + 8OH- Paso 7. Sumar las 2 rxns para obtener la respuesta final: 6I H2O + 2MnO4-  3I2 + 2MnO2 + 8OH- Damos una revisión y verificamos que todos los átomos y las cargas esten balanceadas.

38 TAREA balancea las siguientes reacciones por tanteos e indica a qué tipo de reacción pertenecen. Fe (s) + O2 (g)  FeO (s) Zn (s) + H2SO4 (ac)  Zn2SO4 (ac) + H2 (g) N2 (g) + O2 (g)  NO (g) C3H8 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g) Mg (s) + CrCl3 (ac)  MgCl2 (ac) + Cr (s) KBr (ac) + AgNO3 (ac)  AgBr (s) + KNO3 (ac) NaCl (s)  Na (l) + Cl2 (g) Cu (s) + Pb(NO3)2 (ac)  Cu(NO3) (ac) + Pb (s) En un periodo de 1 semana observa 5 reacciones químicas diferentes que se lleven a cabo a tu alrededor, anota cómo te diste cuenta de que en realidad ocurrían dichas reacciones. 3. Traduce las siguientes frases a ecuaciones químicas balanceadas a) cuatro moles de amoniaco gaseoso y siete moles de oxígeno molecular se unen para formar seis moles de agua líquida y cuatro moles de óxido de nitrógeno (IV). b) Un mol de sulfuro de hierro (II) sólido reacciona con dos moles de ácido clorhídrico acuoso para formar un mol de cloruro de hierro (II) acuoso y un mol de ácido sulfhídrico, que se desprende como gas c) Dos moles de metanol líquido reaccionan con tres moles de oxígeno gas para formar dos moles de dióxido de carbono y cuatro moles de agua describe las siguientes ecuaciones en palabras Cu (s) + Cl2 (g)  CuCl2 (s)

39 asigna números de oxidación a cada elemento en los siguientes
compuestos: Na2CO3 PCl5 POCl3 (NH4)NO3 balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del ion electrón: Fe Cr2O7-2  Fe Cr+3 en medio ácido. Cu + HNO3  Cu+2 + NO + H2O en disolución ácida. S2O I2  S4O I- en disolución ácida Mn H2O2  MnO2 + H2O en disolución básica Bi(OH)3 + SnO2-2  SnO Bi (en disolución básica) completa cada una de las siguientes reacciones para que describan una neutralización: a) HNO  b) KOH  c) NH  d) Na2CO  e) H2SO 

40 CLASE 3

41 Fórmula mínima = Fórmula molecular
Fórmula mínima y fórmula molecular 1 fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto. 1 Fórmula molecular expresa el # de átomos de c/elemento que forman 1 molécula del compuesto. Se emplea solamente en el caso de que esté realmente constituido x moléculas. 1 fórmula mínima es la reducción de 1 fórmula molecular a su mínima expresión entera. Muchos Compuestos Fórmula mínima = Fórmula molecular Agua H2O Amoniaco NH3 Dióxido de carbono CO2 Metano CH4 Metanol CH4O. En compuestos de carbono la fórmula molecular se escribe de manera distinta para señalar el grupo funcional Metanol CH4O ó CH3OH es importante cuando se tienen compuestos con la misma fórmula molecular pero distinto grupo funcional

42 Composición Elemental
La composición en masa o composición elemental es el porcentaje en masa de cada elemento en 1 compuesto o en 1 especie química. La fórmula molecular de la hidracina es N2H4. Determina su composición elemental. Suponemos 1 mol de compuesto y determinamos la masa molar del compuesto. 2(MN) + 4(MH) = 2(14.007) + 4 (1.008) = g en 1 mol de compuesto Calculamos la masa de c/1 de los elementos en el compuesto mN= [2 moles de átomos de N] g de N = g de N 1 mol de átomos de N mH= [4 moles de átomos de H] g de H = g de H 1 mol de átomos de H

43 La masa molar del compuesto es el 100% y con esto podemos calcular el % en masa de N y de H
%N = g 100% de masa = % 32.046g %H = 4.032g % de masa = % Si calculamos el % en masa de la hidracina pero ahora utilizamos la fórmula mínima (NH2), obtenemos lo siguiente: (MN) + 2(MH) = (14.007) + 2 (1.008) = g en 1 mol de fórmulas mínimas. mN= [1 mol de átomos de N] g de N = g de N 1 mol de átomos de N mH= [2 moles de átomos de H] g de H = g de H 1 mol de átomos de H

44 1 mol de moléculas de agua
La masa total del compuesto ahora es g y es el 100% %N = g 100% de masa = % 16.023g %H = 2.016g % de masa = % COMPOSICIÓN ELEMENTAL FÓRMULA MÍNIMA = FÓRMULA MOLECULAR Razón básica: cociente entre 2 cantidades que están relacionadas de alguna manera. 2 moles de átomos de H 1 mol de moléculas de agua Razón unitaria: cociente entre 2 cantidades que son equivalentes. 6.02 x 1023 partículas 1 mol de partículas

45 Composición Elemental y fórmula mínima
Se puede obtener la fórmula mínima a partir de la composición elemental. El análisis elemental de 1 compuesto muestra que tiene 3.08% en masa de hidrógeno (H), 31.61% en masa de fósforo (P) y 65.31% en masa de oxígeno (O) = 100% Para calcular la masa de c/elemento presente tenemos que tomar una muestra del compuesto y conocer su masa. Supongamos que tenemos 100g de compuesto. Hidrógeno 3.08g Fósforo g Oxígeno g 100g Calcular la cantidad de sustancia nH= [3.08g de H] 1 mol de átomos de H = moles de átomos de H 1.008g de H nP= [31.61g de P] 1 mol de átomos de P = moles de átomos de P 30.974g de P nO= [3.08g de O] 1 mol de átomos de O = moles de átomos de O 15.999g de O

46 H: 3.055 átomos de H = 2.99 átomos de H por cada átomo de P
Podríamos escribir la fórmula del compuesto como H3.055P1.021O4.082 dándonos la relación de los elementos presentes en el compuesto. Para obtener los subíndices como números enteros hay que dividir a todos entre el # más pequeño. H: átomos de H = átomos de H por cada átomo de P 1.021 átomos de P P: átomos de P = O: átomos de O = átomos de O por cada átomo de P H3PO4 ACTIVIDAD a)1 muestra de 1 compuesto tiene 47.98% de Zn y 52.02% de Cl. Determina la fórmula mínima b) 1 muestra de 2.5g de 1 compuesto tiene 3.08% de H, 31.61% de P y 65.31% de O. Calcula la fórmula mínima. c)El análisis elemental de 1 compuesto indica que se tiene 40.92% de C, 4.58% de H y 54.50% de O. Determina la fórmula mínima.

47 Composición Elemental y fórmula molecular
La fórmula que se obtiene a partir del análisis elemental es siempre la fórmula mínima. Para la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molar del compuesto y la fórmula mínima que podemos calcular de la composición elemental. La masa molar de 1 compuesto tiene que ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula mínima. La fórmula mínima de un compuesto es C3H4O3 y su masa molar es g/mol. Determina su fórmula molecular. Determinar la masa molar de la fórmula mínima 3(12.011) + 4(1.008) + 3(15.999) = g/mol Dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula mínima. 176.12/ = La fórmula molecular es el doble de la fórmula mínima C6H8O6

48 Otros cálculos con la composición elemental
ACTIVIDAD 1 muestra de 5.7g de 1 compuesto tiene 85.62% de C y 14.38% de H. Su masa molar es igual a g/mol. Determina la fórmula mínima y la fórmula molecular del compuesto. Otros cálculos con la composición elemental A veces resulta importante conocer la masa de determinado elemento que se puede obtener de 1 compuesto, sobretodo en la industria minera. La calcopirita contiene principalmente Cu pero además contiene Fe y S. Su fórmula química es CuFeS2. si de 1 mina se extraen 4.5x103 Kg del mineral ¿cómo saber cuánto Cu y cuánto Fe se puede extraer? Con la fórmula del compuesto sabemos la proporción de Cu y Fe que tenemos y podemos calcular el % en masa de estos elementos, por lo que 1ro calculamos la masa molar del compuesto: (63.546) + (55.857) + 2(32.06) = g/mol 2. De esa masa total, g son de Cu y g son de Fe. Estas cantidades representan los siguientes porcentajes: %Cu = g 100% de masa = % %Fe = g 100% de masa = % g g

49 3. Con estos datos y el valor de la masa de la muestra, tenemos lo que se obtendrá de Cu y Fe
Cu: % x 103Kg = x 103 Kg 100% Fe: % x 103 Kg = x 103 Kg ACTIVIDAD La hematita es un mineral de Fe. Su fórmula química es Fe2O3. En una mina se extraen 7.8 x 104 kg de mineral mensualmente. Calcula la cantidad de Fe que se obtiene de la mina en 1 año. Calcula la cantidad de pirolusita (MnO2) que se tiene que extraer de una mina, si se quieren obtener 2.3 x 103kg de manganeso.

50 TAREA Fórmula mínima y fórmula molecular
Determina la fórmula mínima del merthiolate, cuya composición elemental es: 26.70% de C, 2.24% de H, 7.90% de O, 5.68% deNa, 7.92% de S y 49.45% de Hg. Si la masa molar del merthiolate es igual a g/mol, determina la fórmula molecular. La cafeína es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra de 7.8g de cafeína contiene 49.5% de C, 5.2% de H, 28.87% de N y 16.5% de O. Determina su fórmula mínima y su fórmula molecular. La masa molar de la cafeína es 194g/mol. una muestra de 247g de uno de los componentes del esmog tiene 48.9g de C, 6.2g de H, 28.6g de N y el resto es oxígeno. Determina la composición elemental y la fórmula mínima del compuesto. Determina las fórmulas mínimas de los compuestos que tienen la composición elemental siguiente: 1.65% de H, 19.68% de C y 78.66% de O 55.26% de K, 14.59% de P, 30.15% de O 33.88% de Cu, 14.94% de N, 51.18% de O 43.3% de Na, 11.35% de C, 45.3% de O 40.3% de C, 6.04% de H, 53.69% de O

51 Composición elemental determina la composición elemental de los siguientes compuestos: C6H6 K2SO4 CS2 Mg3N2 (NH2)2CO El latón amarillo que se utiliza en la fabricación de herramientas es una aleación formada por 67% de cobre y 33% de cinc. Calcula la cantidad en gramos de cobre que contiene una herramienta de 100g hecha de latón amarillo. El acero inoxidable es una aleación formada por 80.6% de Fe, 0.4% de C, 18% de Cr y 1% de Ni. Calcula la cantidad en gramos de cada uno de estos elementos que hay en un utensilio de acero inoxidable con masa de 50g. La plata que se utiliza para la fabricación de anillos es una aleación formada por 92.5% de Ag y 7.5% de Cu. Calcula la cantidad de plata que contiene un anillo que tiene una masa de 10.5g.

52 CLASE 4

53 Cálculos estequiométricos
Es importante saber cuánto se produce en 1 rxn química o qué cantidad de reactivos se necesitan para obtener la cantidad deseada de productos. En la industria es necesario conocer cuánto se necesita y cuánto se produce de determinados compuestos. Interpretar a la rxn química de manera cuantitativa con cantidades. La estequiometría es el estudio cuantitativo de los reactivos y los productos en 1 rxn química. La cantidad de reactivos y productos que participan en 1 rxn química se pueden expresar en unidades de masa, volumen o cantidad de sustancia. Es mas conveniente utilizar la cantidad de sustancia.

54 Para obtenerlos hay que tener las ecuaciones químicas balanceadas.
Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación, nos permiten conocer la cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa. Para poder trabajar con la ecuación química, definimos las razones estequiométricas. 1 razón estequiométrica es un parámetro constante y universal para cada par de participantes en la rxn y se obtiene con el cociente entre 2 coeficientes estequiométricos Para obtenerlos hay que tener las ecuaciones químicas balanceadas. 2CO (g) + O2 (g)  2CO2 (g) La razón estequiométrica entre el monóxido de carbono (CO) y el oxígeno (O2) es 2 moles de CO 1mol de O2 Esta razón indica las moles de monóxido de carbono que se requieren para reaccionar con 1 mol de oxígeno.

55 nH2 = 4.5g de H2 1 mol de H2 = 2.232 moles de H2
Para la misma rxn se pueden construir las razones estequiométricas siguientes. Esto indica que se obtienen 2 moles de CO2 por 2 moles de CO, o por 1 mol de O2. 2 moles de CO mol de O2 2 moles de CO moles de CO2 Lo mas importante para cualquier cálculo estequiométrico es escribir la ecuación química correctamente balanceada Para realizar cálculos estequiométricos se pueden seguir los siguientes pasos: Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea la rxn química: 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) Cuando sea necesario calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema. Supongamos que tenemos 4.5g de H2. calculamos la cantidad de sustancia de H2 con el empleo de su masa molar: nH2 = 4.5g de H mol de H2 = moles de H2 2.016g de H2

56 nO2 = 2.232 moles de H2 1 mol de O2 = 1.116 moles de O2 2 moles de H2
Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer. Para conocer cuánto oxígeno necesitamos y cuánta agua se produce en la rxn: nO2 = moles de H mol de O2 = moles de O2 2 moles de H2 nH2O = moles de H moles de H2O = moles de H2O Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas. La masa molar del O2 es g/mol y la del H2O es g/mol, con lo cual tenemos lo siguiente: mO2 = moles de O g de O2 = g de O2 1 mol de O2 mH2O = moles de H2O g de H2O = g de H2O 1 mol de H2O Ahora sabemos que 4.5g de H2 necesitan g de O2 para reaccionar y producir g de H2O

57 TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Moles de productos reactivos Moles de productos reactivos Masa de Moles de productos reactivos Masa de

58 CaCO3(s)  CaO (s) + CO2(g) CaO (s) + SO2 (g)  CaSO3 (s)
EJEMPLO: Se producen 160,000 toneladas de desperdicio sólido (CaSO3).¿cuánto SO2 se elimina y cuánto CaCO3 se necesita en este caso? 160,000 x 1000 = 1.6 x108 Kg En gramos, mCaSO3= 1.6 x108 Kg de CaSO g = 1.6 x1011 g de CaSO3 1kg Para trabajar con la ecuación química, transformamos estos gramos en cantidad de sustancia de CaSO3, haciendo uso de su masa molar. nCaSO3 = 1.6 x 1011g de CaSO mol de CaSO3 = 1.33x109moles de CaSO3 g de CaSO3 Con esta cantidad de sustancia CaSO3, se obtiene la cantidad de sustancia de SO2 y CaO nSO2= 1.33x109 moles de CaSO mol de SO = 1.33x109 moles de SO2 1 mol de CaSO3 nCaO= 1.33x109 moles de CaSO mol de CaO = 1.33x109 moles de CaO 1 mol de CaSO3

59 CaCo3(s)  CaO (s) + CO2(g)
Como los coeficientes estequiométricos son iguales, la cantidad de sustancia de todos ellos es la misma. El CaO proviene de la 1ra rxn. También aquí los coeficientes estequiométricos son iguales, lo que significa que la cantidad de CaO proviene de la misma cantidad de sustancia de carbonato de calcio (CaCO3). Los resultados hasta ahora son: Se producen 1.33x109 moles de CaSO3 Con esto se eliminan 1.33x109 moles de SO2 Para ello se necesitan 1.33x109 moles de CaO que provienen de 1.33x109 moles de CaCO3 Estas cantidades de sustancia se pueden transformar en masas, con lo que tendremos: CaCo3(s)  CaO (s) + CO2(g) Se producen 1.6x1011 g de CaSO3 Con esto se eliminan 8.52x1010 g de SO2 Para ello se necesitan 7.45x1010g de CaO que provienen de 1.33x1011g de CaCO3

60 Cantidad de sustancia que se requiere 1.33x109
CaO (s) SO2 (g) CaSO3 (s) Masa que se requiere 7.45 x 1010 8.52x1011 Masa que se produce 1.6x1011 Cantidad de sustancia que se requiere 1.33x109 Cantidad de sustancia que se produce Mas ejemplos en el libro

61 TAREA Cálculos estequiométricos
La ilmenita es un mineral de titanio. Su fórmula química es FeTiO3 . Calcula la cantidad de titanio que se puede obtener de una mina, donde diariamente se extraen 6360Kg de ilmenita. ¿De que mineral se puede extraer más hierro a partir de una masa fija de mineral, de la ilmenita (FeTiO3), de la cromita (Fe2Cr2O4) o de la magnetita (Fe3O4)? Justifica tu respuesta. ¿Cuánto mineral se necesita extraer de una mina, si se quieren obtener 2.5x106kg de plomo a partir de la galena (PbS)? La reacción involucrada en el polvo para hornear (una mezcla de cremor tártaro y bicarbonato de sodio) es la siguiente: KHC4H4O6 + NaHCO3  KNaC4H4O6 + H2O + CO2 Cremor bicarbonato Tártaro de sodio Una receta indica que se añadan 2 cucharaditas (8g) de cremor tártaro. ¿Cuánto bicarbonato de sodio debe añadirse para que ambos materiales reaccionen completamente?

62 el vidrio de cal y soda se emplea para hacer recipientes
el vidrio de cal y soda se emplea para hacer recipientes. El vidrio se prepara fundiendo carbonato de sodio (Na2CO3), piedra caliza (CaCO3) y arena (SiO2). La composición del vidrio resultante es variable, pero una reacción generalmente aceptada es la siguiente: Na2CO3 + CaCO SiO2  Na2O.CaO.6SiO CO2 A partir de esta ecuación.¿Cuántos kilogramos de arena se requerirán para producir el suficiente vidrio para obtener 5000 botellas, cada una ocn suna masa de 400g? Un empresario está interesado en comprar una mina para extraer cobre. En su búsqueda encuentra dos opciones. La primera es una mina de calcopirita (CuFeS2) cuyo precio es 3.5x106 pesos. La segunda es una mina de malaquita (Cu2CO3(OH)2) que tiene un costo de 4.7x106 pesos. Si tú fueras el empresario, ¿Cuál de las dos minas comprarías? Considera que la cantidad diaria de mineral que se puede extraer de ambas minas es equivalente

63 CLASE 5

64 Cuando los reactivos limitantes se acaban, la rxn química no prosigue.
Reactivo Limitante En la realidad, los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas. Usualmente 1 o varios de los reactivos están en mayor cantidad de la que se requiere, por lo que al finalizar la rxn quedará un remanente de esos reactivos. Los reactivos limitantes son los que se terminan durante la rxn química. Cuando los reactivos limitantes se acaban, la rxn química no prosigue. Los reactivos en exceso son los que están en mayor cantidad que la que se requiere para reaccionar con los reactivos limitantes. De los reactivos en exceso, siempre quedará una cierta cantidad al terminar la reacción. En los cálculos estequiométricos que involucran la presencia de reactivos limitantes, lo 1ro que hay que hacer es decidir cuales son estos reactivos. Una vez determinados, el resto del problema se resuelve como lo hemos hecho hasta ahora, todo con base en la cantidad inicial de reactivos limitantes

65 Para determinar el reactivo limitante
Calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo S(s) + 3F2 (g)  SF6 la ecuación indica que 1 mol de S reacciona con 3 moles de F para producir 1 mol de SF6. si colocamos por ejemplo 30moles de S y 35 moles de F2, tenemos que determinar cual es el reactivo limitante. Trabaja con las cantidades de sustancia de cada reactivo por separado y calculamos la cantidad de productos que se obtienen a partir de cada 1 de las cantidades iniciales de sustancia de los reactivos. Con S tenemos 30moles que producen nSF6 = 30 moles de S 1 mol de SF6 = 30 moles de SF6 1 mol de S Para el F2 tenemos 35 moles, lo que nos da nSF6 = 35 moles de F mol de SF6 = moles de SF6 3 moles de F2 El reactivo cuya cantidad inicial produzca menos cantidad de producto será el reactivo limitanto los demas serán reactivos en exceso. reactivo limitante es el F2

66 Para hacer cálculos estequiométricos cuando hay reactivo limitante, puedes seguir los siguientes pasos: Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la ecuación química. Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las sustancias cuyos datos estén dados en el problema. Identifica el reactivo limieante. Todos los cálculos se realizan con base en la cantidad inicial del reactivo limitante Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de sustancia de las sustancias que deseas conocer. Con la cantidad de sustancia y las masas molares puedes calcular la masa de las sustancias Siempre analiza tu resultado y pregúntate si es razonable o no.

67 HCl es el reactivo limitante
Se tiene la siguiente reacción MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O Al inicio se ponen a reaccionar 4.5g de MnO2 con 4g de HCl. ¿cuánto MnCl2, Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos. Ahora trabajamos con c/reactivo por separado utilizando la cantidad de sustancia inicial para ver cuanto se puede obtener de producto. nMnO2 =4.5g de MnO2 1 mol de MnO = moles de MnO2 86.936g de MnO2 nHCl = 4g de HCl 1 mol de HCl = moles de HCl 36.461g de HCl nMnCl2 = moles de MnO2 1 mol de MnCl = moles de MnCl2 1 mol de MnO2 nMnCl2 = moles de HCl 1 mol de MnCl = moles de MnCl2 4 moles de HCl HCl es el reactivo limitante

68 Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de reactivo limitante (HCl). Transformar la cantidad de sustancia en gramos 3.4481g de MnCl2 a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl se obtienen. Con estos datos calculamos la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene de la misma reacción. Transformando en gramos nMnCl2 = moles de MnCl g de MnCl = g de MnCl2 1 mol de MnCl2 nCl2 = moles de HCl mol de Cl = moles de Cl2 4 moles de HCl nH2O = moles de HCl 2 moles de H2O = moles de H2O 4 moles de HCl mCl2 = moles de Cl g de Cl = g de Cl2 1 mol de Cl2 nH2O = moles de H2O g de H2O = g de H2O 1 mol de H2O

69 5. Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar
5. Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Inicialmente teníamos moles de MnO2 y solo reaccionaron moles de MnO2 – = mMnO2 = moles de MnO g de MnO = g de MnO2 1 mol de MnO2 MnO2 4HCl MnCl2 Cl2 2H2O Cantidad de sustancia inicial 0.0518 0.1097 reaccionan 0.0274 Cantidad de sustancia que queda después de la rxn 0.0244 0.0548 Masa inicial 4.5g 4g Masa que reacciona 2.382g Masa que queda despues de la rxn 2.1212g 3.448g 1.943g 0.987g

70 Rendimiento de 1 RXN La cantidad de sustancia inicial de reactivo limitante nos permite predecir la porción de productos que podemos obtener El rendimiento teórico de la rxn representa la máxima cantidad de producto que podemos obtener En la práctica muchas veces hay pérdidas en el camino y se obtiene un rendimiento experimental, el cual es la fracción de la cantidad esperada que se obtiene realmente de la rxn. Rendimiento experimental % = % de rendimiento rendimiento teórico El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento experimental con respecto al rendimiento teórico.

71 En el ejemplo anterior calculamos la cantidad de MnCl2 que se obtiene a partir de 0.11moles de HCl, de acuerdo a la siguiente rxn MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O Obtuvimos que se producen g de MnCl2, a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl. Durante un proceso se obtienen 3.06g de MnCl2. Calcula el porcentaje de rendimiento de la rxn. El rendimiento teórico es g y el experimental 3.06g 3.06g % = % 3.4607g Calcula la cantidad de MnCl2 que se obtiene si el porcentaje de rendimiento durante un proceso es 90% Rendimiento experimental % = 90% 3.4607g Rendimiento experimental = 90% g = g 100%

72 TAREA Reactivo limitante
Explica porqué para determinar el reactivo limitante se tienen que comparar cantidades de sustancia y no se pueden utilizar directamente unidades de masa. de acuerdo con la siguiente reacción: Zn (s) + H2SO4 (ac)  Zn2SO4 (ac) + H2 (g) ¿que sucede si se hacen reaccionar 7g de Zn con 40g de H2SO4? ¿Ambas sustancias reaccionan totalmente? De no ser así, ¿Cuál de las dos sustancias reacciona totalmente? ¿Cuántos gramos de la otra permanecen sin reaccionar? Rendimiento si al hacer reaccionar HCl con 6.54g de Zn puro se obtienen 0.080moles de H2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? 2HCl + Zn  ZnCl2 + H2 Suponga que 2g de C3H8 y 7g de O2 reaccionan para formar CO2 y H2O. ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán?

73 CLASE 6

74 Unidades de Concentración
1 dilución es una mezcla homogénea en donde 1 sustancia llamada soluto está dispersa uniformemente en otra que se conoce como disolvente. El soluto está compuesto por partículas del tamaño de los átomos a las moléculas Porcentaje en masa ó peso % en masa = masa de soluto x 100 masa de la disolución Es el cociente de la masa de soluto dividida por la masa de la disolución, multiplicada por 100 La masa de la disolución es la sumas de la masa de soluto más la masa de disolvente Masa de disolución = masa de soluto + masa de disolvente

75 Porcentaje en Volúmen A veces es más fácil medir volúmenes que masas. El volumen de soluto en 100ml de disolución % en volumen = Volumen de soluto x 100 volumen de la disolución Es el cociente del volumen del soluto dividido por el de la disolución y multiplicado por 100 Concentración MOLAR Molaridad (M) = cantidad de sustancia de soluto 1 litro de disolución (M) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se encuentra presente en 1 litro de disolución. (mol/L) 1 disolución 0.45M contiene 0.45 moles en 1 L de disolución C=n/V C=concentración molar N= moles V= volumen

76 Concentración MOLAL Molalidad (m) = moles de soluto 1 kg de disolvente (m) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se encuentra presente en 1 kilogramo de disolvente. (mol/kg)= moles por kilo C=n/mdis C=concentración molal n= moles mdis= masa de disolvente 1 disolución 0.45m contiene 0.45 moles en 1kg de disolvente Diluciones Diluir es agregar más disolvente a una disolución. Esto siempre implica reducir la concentración de la disolución.

77 YA ESTUDIAMOS TRES TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Estequiometría de RXNs en dilución YA ESTUDIAMOS TRES TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS MASA Y MOLES Con las diluciones tenemos un nuevo estilo de cálculo estequiométrico, el que parte de unidades de concentración. Al conocer la concentración de 1 disolución se puede calcular la cantidad de sustancia que contiene (# de moles de soluto) El soluto es el que reacciona, por lo que es necesario tener la cantidad de sustancia del soluto para realizar los cálculos estequiométricos. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea Calcula la cantidad de sustancia inicial a partir de la concentración de las diluciones si es necesario. Identifica al reactivo limitante y hacer cálculos en base a este. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias que deseas conocer Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes calcular la masa de las mismas Siempre analiza tu resultado.

78 TAREA Unidades de Concentración.
Calcula el porciento en masa del soluto en cada una de las siguientes disoluciones: a) 3.5g de KBr en 152g de agua; b) 6.25g de HCl en 73g de disolución; c) 30g de benceno en 100g de tolueno; d) 7.1g de NaCl y 6.8g de KCl en 750g de agua. Calcula la cantidad de cloruro de cobre (CuCl2) que tienes que agregarle a 250g de agua para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5% en masa. Calcula el porcentaje en volumen de una disolución preparada disolviendo 200mL de bromo (Br2) en tetracloruro de carbono hasta tener 450ml de disolución. Calcula la cantidad de agua que tienes que agregarle a 26mL de etanol para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5% en volumen. La tintura de yodo que se utiliza como desinfectante es una mezcla de 0.1g de I2 y 10mL de etanol. Calcula la concentración de esta disolución en porciento en masa, molaridad y molalidad. La densidad del etanol es 0.798g/ml. Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones: a) 15.3g de urea [(NH2)2CO] en 530mL de agua; b) 3.5g de propanol (C3H8O) en 735g de agua; c) 2 moles de cloruro de magnesio (MgCl2) en 3200g de agua; d) 0.01moles de sucrosa (C12H22O11) en 250mL de agua. TAREA

79 Calcula la molalidad de: a) una disolución acuosa de KCl cuya concentración es 55.3% en masa; b) una disolución acuosa 2.5M de NaCl cuya densidad es 1.08g/mL; c) una disolución de tolueno (C7H8) en benceno(C6H6), cuya concentración es 3% en masa; d) una disolución acuosa 1.2M de azúcar cuya densidad es 1.12g/mL. El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad igual a 1.83g/mL y contiene 98% en masa de H2SO4. Calcula el porciento en masa, el porciento en volumen, la molaridad y la molalidad de 10mL de ácido sulfúrico concentrado. A partir de una disolución 1.5M de HCl, explica cómo se pueden preparar 250mililitros de una disolución 0.4M. Se tiene una muestra de 12.5L de una disolución cuya concentración es 5.5M. La muestra se divide en 5 porciones, una de 3L, la segunda de 2.750L, la tercera de 250mL, la cuarta de 6L y la quinta de 500mL. Calcula el número de moles de soluto que hay en cada porción. Se tienen 2.5L de una disolución cuya concentración es 0.25M. La disolución se divide en 3 porciones que contienen 0.4, 0.2 y moles respectivamente. Calcula la cantidad de mililitros de cada porción.

80 Estequiometría de reacciones en disolución
Se mezclan 1.5mL de una disolución 3M de NaOH, con 2.5mL de una disolución 2M de HCl. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente: NaOH + HCl  NaCl + H2O Determina cuántos gramos de cloruro de sodio (NaCl) se producen y en caso necesario, indica la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Una estudiante añadió una disolución de Na2SO4 a 100mL de una disolución de BaCl2 hasta que la precipitación de BaSO4 fue completa. Ella filtró, secó y pesó el precipitado, obteniendo una masa de 6.815g. ¿Cuál era la concentración de BaCl2 en la disolución original? Se requirieron 23.6mL de H2SO4 2M para titular 25mL de una disolución de KOH. ¿Cuál era la concentración del álcali?