Estequiometría I: leyes y conceptos de la estequiometría PPTCTC006TC33-A16V1 Clase Estequiometría I: leyes y conceptos de la estequiometría

Resumen de la clase anterior El átomo Modelos atómicos Representado por Divisible en Enlace químico Participan en Protón Neutrón Electrón Enlace iónico Caracterizados por Enlace covalente Números cuánticos Enlace metálico Tipos de átomos Sistema periódico Neutros Positivos Negativos Isótopos Isótonos Isóbaros Grupos Periodos Propiedades periódicas

Aprendizajes esperados Conocer las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones. Comprender el concepto de mol. Reconocer la constante de Avogadro. Calcular masas molares. Páginas del libro desde la 59 a la 66.

Estequiometría en la vida diaria Las relaciones estequiométricas son fundamentales para operar en un laboratorio y en la industria, por ejemplo, para calcular las cantidades necesarias de cada ingrediente en la elaboración de medicamentos y alimentos. Para elaborar este sándwich necesitamos 1 Pan + ½ palta + 1 rebanada jamón  1 sándwich ¿Qué cantidad de cada ingrediente necesitamos para preparar 3 docenas de sándwiches? ¿Cuánto pan se necesita? ¿Cuántas paltas se necesitan? ¿A cuántos sándwiches equivalen 3 docenas? Por lo tanto, de acuerdo a las cantidades establecidas de cada ingrediente por sándwich, necesitaremos: 36 panes 18 paltas 36 láminas de jamón           Pero también podemos aplicarlas en nuestra vida diaria…   En esta clase estableceremos este tipo de relaciones pero aplicadas a reacciones químicas. ¿Cuántas láminas de jamón se necesitan?    

1. Estequiometría 2. Concepto de mol 3. Masa atómica y masa molar 4. Composición porcentual de los compuestos 5. Fórmula empírica y molecular

1. Estequiometría 1.1 Estequiometría Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados en una reacción química.

masa reactantes = masa productos 1. Estequiometría 1.2 Ley de conservación de la masa “En toda reacción química, la cantidad de masa reaccionante, o reactivo, es igual a la cantidad de masa resultante o producto”. masa reactantes = masa productos Antoine Lavoisier (1743-1794) Ejemplo: Si 16 g de azufre y 100,3 g de mercurio se calientan en un recipiente cerrado para dar sulfuro de mercurio (II), ¿que masa de este último compuesto tendremos, suponiendo que la reacción es total? De acuerdo a la ley de conservación de la masa, la masa de los reactantes será igual a la masa de los productos.  

Esta ley se cumple para cualquier otra pareja de elementos. 1. Estequiometría 1.3 Ley de las proporciones definidas “Siempre que dos sustancias se combinan para dar un nuevo compuesto, lo hacen en proporciones fijas y determinadas”. Louis Proust (1754-1826) Ejemplo: Si el C se quema para dar dióxido de carbono, 12 g de C se combinarán con 32 g de oxígeno y resultarán 44 g de dióxido de carbono. ¿Cuánto carbono reaccionará con 96 g de oxígeno? Esta ley se cumple para cualquier otra pareja de elementos.

1. Estequiometría 1.4 Ley de las proporciones múltiples “Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las cantidades de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro guardan entre sí una relación como la de los números enteros más sencillos”. John Dalton (1766-1844) Ejemplo: El azufre puede reaccionar con el oxígeno de dos formas para dar dos diferentes compuestos. Si 32 g de azufre se combinan con 32 g de oxígeno tendremos dióxido de azufre, pero si lo hacen con 48 g de oxígeno obtendremos el trióxido de azufre. 32 g 32 g 32 g 48 g   Para una masa fija de S, la relación entre las masas de O en los dos compuestos es 2:3.

E      Pregunta HPC Ejercicio 9 “guía del alumno” ASE MC La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir de esta ley, es posible predecir que A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí. B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados deben ser distintas. C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se obtendrá la misma masa de uno de los elementos. D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g de O, las masas de N obtenidas deben ser iguales. E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la misma masa de cada elemento constituyente.      E ASE Las alternativas C y D no hacen referencia a la ley de proporciones definidas, ya que hablan de compuestos distintos, mientras que esta ley se aplica a muestras distintas de un mismo compuesto. Si se analizan tres muestras distintas de un mismo compuesto, las tres de igual masa, se debe encontrar la misma masa de cada elemento en cada muestra No necesariamente las masas de un elemento contenidas en 1 mol de dos compuestos distintos deben ser distintas Cada compuesto tiene una fórmula química propia y distinta a la del resto de los compuestos Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del desarrollo de alguna teoría o concepto.

C      Ejercitación Ejercicio 2 “guía del alumno” Comprensión MTP ¿Qué se puede concluir a partir de la siguiente figura? En la figura se compara entre dos compuestos formados por los mismos elementos, no entre muestras de un mismo compuesto. En la figura no se muestra una reacción química, ni tampoco muestra que la masa de reactantes sea igual a la de los productos. Proporción 1:2 C Comprensión Proporción 1:1 1 O 1 Cu 2 Cu 1 O  A) En toda reacción química, la masa total de los reactantes es igual a la masa total de los productos. B) Diferentes muestras de una sustancia pura siempre contienen la misma proporción de elementos. C) Los elementos se pueden combinar en diferentes proporciones para formar distintas moléculas. D) Distintas muestras de un compuesto pueden presentar distintas proporciones de sus elementos constituyentes. E) Los elementos se combinan entre sí en todas las proporciones numéricas posibles.  Ley de proporciones definidas  Un compuesto presenta siempre la misma proporción de elementos.  De acuerdo a la figura, Cu y O se combinan en dos proporciones distintas, no en todas las proporciones posibles.  

Un mol de distintas sustancias. 2. Concepto de mol Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isotopo de carbono-12. Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6,022 x 1023 átomos de H. ¿Para otros isótopos del C, como C-14, la masa de 6,022 x 1023 átomos de C será también 12 g? Un mol de distintas sustancias.

Condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) 2. Concepto de mol El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA). ¿Cuáles son las condiciones normales de presión y temperatura? ¿Y las condiciones estándar? Condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) Volumen molar

Unidad de masa atómica (uma) 3. Masa atómica y masa molar 3.1 Masa atómica Masa atómica Masa de un átomo en unidades de masa atómica. También se conoce como peso atómico. Unidad de masa atómica (uma) Masa igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. 1H = 1,008 uma 16O = 16,00 uma 1 uma = 1,661 x 10-24 g 1 g = 6,022 x 1023 uma

3. Masa atómica y masa molar Masa (en g o kg) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una sustancia. Por ejemplo: Masa atómica Masa molar Carbono (C) 12 uma 12 g/mol Sodio (Na) 23 uma 23 g/mol Fósforo (P) 31 uma 31 g/mol Si se conoce la masa atómica de un elemento, también se conoce su masa molar.

¿ Cuantos átomos hay en 0,551 gramos de potasio (K) ? 3. Masa atómica y masa molar 3.2 Masa molar ¿Tienen claro lo que es masa molar? ¿ Cuantos átomos hay en 0,551 gramos de potasio (K) ? 1 mol de K  39,10 g de K  6,02 · 1023 átomos de K     8,48 · 1021 átomos de K

masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 3. Masa atómica y masa molar 3.3 Masa molecular Algunas veces denominada también peso molecular, es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. La masa molar de un compuesto (en g/mol) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma). Para cualquier molécula: masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula de SO2 = 64,07 uma 1 mol de SO2 = 64,07 g de SO2 → MM SO2 = 64,07 g/mol

D Ejercitación Ejercicio 7 “guía del alumno” Aplicación MC La masa de un mol de sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) es A) 123 g B) 150 g C) 219 g D) 342 g E) 603 g D Aplicación Masa atómica (uma) = masa molar (g/mol) Las masa de 1 mol de Al2(SO4)3 2 x MM Al+ 3 x MM S + 12 x MM O (2 x 27 + 3 x 32 + 12 x 16) g/mol (54 + 96 + 192) g/mol 342 g/mol

4. Composición porcentual de los compuestos n es el número de mol del elemento en un mol del compuesto. Composición porcentual de un elemento en un compuesto: 52,14% + 13,13% + 34,73% = 100%

B Ejercitación Ejercicio 15 “guía del alumno” Aplicación A) 25% D) 55% MC El porcentaje de carbono en el ácido acético (CH3COOH) es A) 25% D) 55% B) 40% E) 65% C) 50% 1. Calcular la masa molar del ácido acético. CH3COOH = 2 mol de C x 12 g/mol + 4 mol de H x 1 g/mol + 2 mol de O x 16 g/mol = 60 g/mol 2. Estos 60 g por mol de ácido acético equivalen a un 100%, por lo tanto podemos calcular el porcentaje de carbono presente en el ácido. B Aplicación

5. Fórmula empírica y molecular Representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Indica el número de átomos presentes en la molécula. Muestra todos los átomos que forman una molécula covalente, y los enlaces entre los átomos de carbono (en compuestos orgánicos) o de otros tipos de átomos.

5. Fórmula empírica y molecular Ejemplo: Un hidrocarburo, de peso molecular 42 g/mol, contiene un 85,7% de carbono. ¿Cuál es su formula empírica y molecular? 1. En primer lugar asumimos que disponemos de 100 g de hidrocarburo, por lo tanto, disponemos de 85,7 g de carbono. Los restantes 14,3 g son de hidrógeno. 2. A continuación se calcula el número de mol de cada elemento

5. Fórmula empírica y molecular 3. Luego se dividen los mol de carbono e hidrógeno por el menor valor de mol obtenido. Fórmula empírica = CH2 4. Se calcula la masa molar de la fórmula empírica. Total = 14 g/mol

Factor = MM dada / MM Fórmula empírica = 42/14 = 3 5. Fórmula empírica y molecular 5. Se calcula la relación entre masa molar empírica y masa molar dada. 6. Se multiplica la fórmula empírica por el factor. Factor = MM dada / MM Fórmula empírica = 42/14 = 3 Fórmula empírica CH2 Fórmula molecular C3H6 x 3

Pregunta oficial PSU En 5 mol de CO2 y 10 mol de CO existe el mismo número de I) moléculas. II) átomos totales. III) átomos de oxígeno. Es (son) correcta(s) solo I. solo II. solo III. solo I y II. solo I y III. Fuente: DEMRE – U. DE CHILE. Proceso de admisión 2014. C Aplicación

Disoluciones químicas Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 1 C Disoluciones químicas Reconocimiento 2 Comprensión 3 E 4 D 5 6 7 Aplicación 8 A 9 ASE 10

Disoluciones químicas Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 11 B Disoluciones químicas Aplicación 12 13 14 E 15 16 C ASE 17 A Comprensión 18 D 19 20

Síntesis de la clase Unidades Masa Cantidad Volumen Gramos Mol Litros Unidad de masa atómica átomos moléculas iones

Prepara tu próxima clase En la próxima sesión, estudiaremos Estequiometria II: equilibrio de ecuaciones y cálculos estequiométricos

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