Estequiometría: Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas

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1 Estequiometría: Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas
Unidad 1

2 Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma).
El mundo microscópico: los átomos y las moléculas. El mundo macroscópico: los gramos. 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 = uma 16O = uma

3 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 x 7.016 100 = uma

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

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

6 Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)
huevos Masa molar : masa de 1 mol de en gramos zapatos átomos 1 mol 12C átomos = x 1023 átomos = g 1 12C átomo = uma 1 mol 12C átomos = g 12C 1 mol átomos de litio= g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)

7 ¿Cuántos átomos están en 0.551 g de potasio (K) ?
1 mol K = g K 1 mol K = 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

8 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 uma SO2 64.07 uma Para cualquier elemento masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO2 = uma 1 mol SO2 = g SO2

9 Mol y Número de Avogadro
Actividad de Indagación: ¿Todas las docenas tienen la misma masa? a. Cuando hablamos de docena, lo primero que pensamos es en huevos, ya que es la medida que se usa para comprarlos pero, ¿por qué se usa esta medida? b. ¿Cuál es la masa de una docena de huevos? c. ¿Todas las docenas de huevos tienen la misma masa? Explica.

10 Mol y Número de Avogadro
En química, la unidad de medida de la materia es el mol, y tal como en la docena hay 12 unidades, en el mol hay un número que puede representar diferentes sustancias. El término mol proviene del latín moles, que significa “una masa” En principio se define mol, como la cantidad de materia (átomos, moléculas o iones) que contienen 12g de 12C.

11 Número de Avogadro Actividad de Indagación:
¿Cuál es el número mas grande que te puedes imaginar? 1. Recuerda que infinito no es un número, sin embargo, hay números grandes que representamos con notación científica. Un millón = = 106 Mil millones = = 109 Un billón (un millón de millones) = = 1012 Mil billones (un millón de billones) = = 1018 Mil trillones = = 1021 a. Si un mol corresponde a = 6,02 · 1023, ¿cuántos millones de unidades hay en él?

12 Este número recibe el nombre de
Número de Avogadro Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es ·1023 Este número recibe el nombre de número de Avogadro

13 ( átomos, moléculas o iones)
Número de Avogadro En definitiva: un mol contiene el número de Avogadro ( 6.02·1023) de unidades de materia físicas reales ( átomos, moléculas o iones) Un mol de átomos siempre tiene 6,022 · 1023 (NA) átomos, pero su cantidad en masa será mayor o menor dependiendo de la entidad de que se trate. Los átomos de Cu son más pesados que los de C

14 Número de Avogadro La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : Nº de moles =

15 Masas atómicas y moleculares Actividad de Indagación:
1. En la tabla periódica encontrarás que uno de los muchos datos acerca de los elementos, son sus masas atómicas, aunque es común que aparezca como pesos atómicos. La manera de obtener la masa molecular de un compuesto es sumar las masas de todos los átomos que la componen. a. ¿Cuál es la masa molecular del cloruro de sodio? Expresen el resultado en gramos/mol. b. ¿Cuál es la masa de 1 mol de moléculas de H2O?

16 Reacciones Químicas Actividad de Indagación:
¿Qué características tiene una reacción química? a. ¿En cuál de las tres imágenes identificas una reacción química? Fundamenta tu respuesta. b. Escribe el nombre de los reactantes y productos de la o las reacciones químicas que hayas encontrado. c. Para cada una, indica si es un proceso que libera o absorbe energía.

17 Reacciones Químicas Una reacción química se produce cuando, bajo ciertas condiciones, las sustancias iniciales se transforman en nuevas sustancias. Una manera de reconocer una reacción química es observando si las sustancias iniciales varían sus estructuras químicas al final del proceso. Esto se puede lograr a través de alguna característica o evidencia observable. Para que se produzca una reacción química debe existir un intercambio de energía con el entorno, por lo general, esta energía es energía calórica. Así las reacciones químicas se pueden clasificar como endergónicas y exergónicas.

18 Ecuaciones Químicas R E A C T I V O S P R O D U C T O S
Para representar o describir lo que sucede en una reacción química se utilizan expresiones abreviadas llamadas ecuaciones químicas. R E A C T I V O S P R O D U C T O S Cada reactante o producto que participa en una reacción se debe indicar por medio de su representación química, es decir, un símbolo en el caso de los elementos químicos o una fórmula en el caso de los compuestos.

19 + + Balance de ecuaciones 2 Na (s) + 2 H2O ( l )  2 NaOH (aq) + H2(g)
Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento 2 Na (s) H2O ( l )  2 NaOH (aq) + H2(g) Ejemplo: REACTIVOS PRODUCTOS Na + O H - Na O H + + H 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno 2 átomos de sodio 2 átomos de oxígeno 4 átomos de hidrógeno

20 Balance de ecuaciones Toda ecuación química debe cumplir con la ley de conservación de la materia, por lo tanto, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento en los reactantes y en los productos. Para ajustar la ecuación existen dos métodos, estos son: el método de tanteo y el método algebraico.

21 Relaciones Estequiométricas
Actividad de Indagación: La ecuación fundamental de la vida La siguiente ecuación corresponde al proceso por el cual los seres vivos obtenemos la energía de los alimentos, consumiendo oxígeno y azúcar para producir agua y dióxido de carbono, proceso llamado respiración celular. a. Ajusta la ecuación anterior por el método que elijas. b. ¿Cuántos mol de CO2 se pueden formar con 1 mol de oxígeno absorbido? c. ¿Qué cantidad de mol de oxígeno debería consumir una planta para formar 2 mol de agua? d. Si existen 6 mol de oxígeno, ¿qué número de moléculas de oxígeno se tendrán?

22 Relaciones Estequiométricas
La estequiometría se encarga de establecer relaciones cuantitativas entre reactantes y productos de una reacción. Relación en moles: Interpretación macroscópica de una reacción

23 Relaciones Estequiométricas
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

24 Relaciones Estequiométricas
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

25 Reactivo limitante 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
En una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Ejemplo: tenemos 10 moles de H2 y 7 moles de O2 para formar agua. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) Reactivo limitante: se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma

26 Reactivo limitante 2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de CO2
Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Después de la reacción

27 Rendimiento de una reacción
Para los químicos, es muy importante conocer la cantidad de producto que se obtendrá en una reacción. Por esta razón, se deben conocer algunos factores que influyen en el rendimiento de una reacción, el reactivo limitante y el porcentaje de rendimiento.