Relaciones de masa en las reacciones químicas Capítulo 3

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

Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Determinar la masa de un sólo átomo comparandola con la masa de otro átomo Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Por definición: 1 átomo 12C “pesa” 12 uma En esta escala 1H = 1.008 uma 16O = 16.00 uma 3.1

Masa atómica promedio del litio: El litio natural es : 7.42% 6Li (6.015 uma) 92.58% 7Li (7.016 uma) Masa atómica promedio del litio: 7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016 100 = 6.941 uma 3.1

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

Docena = 12 Par = 2 El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales como átomos hay exactamente en 12.00 gramos de 12C 1 mol = NA = 6.0221367 x 1023 Número de Avogadro (NA) 3.2

Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos) iones Masa molar es la masa de 1 mol de en gramos moléculas átomos 1 mol 12C átomos = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g 1 12C átomo = 12.00 uma 1 mol 12C átomos = 12.00 g 12C 1 mol átomos de litio= 6.941 g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos) mol

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

¿Sabe qué es la masa molar? ¿Cuántos átomos están en 0.551 g de potasio (K) ? 1 mol K = 39.10 g K 1 mol K = 6.022 x 1023 átomos K 1 mol K 39.10 g K x x 6.022 x 1023 átomos K 1 mol K = 0.551 g K 8.49 x 1021 átomos K 3.2

Para cualquier elemento masa molecular (uma) = masa molar (gramos) Masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. SO2 1S 32.07 uma 2O + 2 x 16.00 uma SO2 64.07 uma Para cualquier elemento masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO2 = 64.07 uma 1 mol SO2 = 64.07 g SO2 3.3

¿Sabe qué es la masa molecular? ¿Cuántos átomos H están en 72.5 g de C3H8O? 1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O 1 mol C3H8O moléculas = 8 mol H átomos 1 mol H = 6.022 x 1023 átomos H 1 mol C3H8O 60 g C3H8O x 8 mol H átomos 1 mol C3H8O x 6.022 x 1023 H átomos 1 mol H átomos x = 72.5 g C3H8O 5.82 x 1024 átomos H 3.3

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 %C = 2 x (12.01 g) 46.07 g x 100% = 52.14% C2H6O %H = 6 x (1.008 g) 46.07 g x 100% = 13.13% %O = 1 x (16.00 g) 46.07 g x 100% = 34.73% 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% 3.5

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

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. H2O molecular empírica H2O C6H12O6 CH2O O3 O N2H4 NH2 2.6

Formula empirica Porcentaje de masa Masa de cada elemento Masa del elemento 100 g del compuesto Masa de cada elemento Dividir entre la masa molar del elemento Proporciones de moles de los elementos Cambiar a indices enteros. Multiplicar por un numero que de un numero entero Formula empirica

Determinacion experimental de la formula empirica Combustión de 11.5 g de etanol Etanol O2 no consumido Calor Absorbente de H2O de CO2 3.6

Determinación de la formula molecular Masa molar aproximada del compuesto Determinar la fórmula empírica Dividir la masa molar aproximada entre la masa molar de la formula empírica

Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para formar H2O 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 Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para formar H2O Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua reactivos productos 3.7

Cómo “leer” las ecuaciones químicas 2 Mg + O2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 mole O2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO NO ES 2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce 2 g de MgO 3.7

Balance de ecuaciones químicas 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 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. 2C2H6 NO C4H12 3.7

Balance de ecuaciones químicas Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo y un producto. C2H6 + O2 CO2 + H2O empiece con C o H pero no O 1 carbono en la derecha 2 carbonos en la izquierda multiplicar CO2 por 2 C2H6 + O2 2CO2 + H2O 6 hidrógenos en la izquierda 2 hidrógenos en la derecha multiplicar H2O por 3 C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 3.7

Balance de ecuaciones químicas Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos. 7 2 C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O multiplicar O2 por + 3 oxígenos (3x1) 2 oxígenos en la izquierda 4 oxígenos (2x2) = 7 oxígenos en la derecha C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 7 2 quite la fracción multiplique ambos lados por 2 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O 3.7

Balance de ecuaciones químicas Verifique para asegurarse de que tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación. 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O 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) Reactivos Productos 4 C 12 H 14 O 3.7

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

Cambios de masa en las reacciones químicas Moles de reactivo Moles de producto Masa de reactivo Moles de reactivo Moles de producto Masa de reactivo Moles de reactivo Moles de producto Masa de producto Escriba la ecuación química balanceada. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles. Use los coeficientes en la ecuación balanceada para calcular el número de moles de la cantidad buscada. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas. 3.8

El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación 2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce? gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O masa molar CH3OH coeficientes de la ecuación química masa molar H2O 1 mol CH3OH 32.0 g CH3OH x 4 mol H2O 2 mol CH3OH x 18.0 g H2O 1 mol H2O x = 209 g CH3OH 235 g H2O 3.8

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

¿Sabe qué son los reactivos limitantes? En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe Calcular la masa de Al2O3 formada. g Al mol Al mol Fe2O3 necesitado g Fe2O3 O g Fe2O3 mol Fe2O3 mol Al necesitado g Al 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe2O3 2 mol Al x 160. g Fe2O3 1 mol Fe2O3 x = 124 g Al 367 g Fe2O3 Empiece con 124 g Al necesita 367 g Fe2O3 Tiene más Fe2O3 (601 g) así el Al es reactivo limitante 3.9

Use el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar. g Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al2O3 2 mol Al x 102. g Al2O3 1 mol Al2O3 x = 124 g Al 234 g Al2O3 3.9

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 real % Rendimiento = x 100 Rendimiento teórico 3.10

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