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RELACIONES MORALES Relaciones molares a partir de ecuaciones químicas. Los coeficientes numéricos de una ecuación química balanceada indican las proporciones más simples de números enteros de los moles de cada sustancia química que interviene en la reacción. Por ejemplo, considera la ecuación balanceada de la reacción entre el nitrógeno y el hidrogeno gaseosos que produce amoniaco gaseoso. N2 (g) + 3H2 (g) --> 2NH3 (g) Los coeficientes numéricos que se utilizan para balancear la ecuación indican que 1 mol de nitrógeno gaseoso reacciona con 3 moles de hidrogeno gaseoso y produce 2 moles de amoniaco. Con estos coeficientes numéricos se puede escribir una relación molar para cualquiera de las dos sustancias de las que representan la ecuación. Como hay tres sustancias químicas distintas que participan en la ecuación química de la síntesis del amoniaco, es posible escribir tres pares de relaciones molares. El siguiente par indica la relación entre los dos reactivos, nitrógeno e hidrogeno gaseosos. 1 mol N 2 3 mol H 2 0 3 mol H 2 1 mol N 2 Las relaciones molares para el nitrógeno gaseoso (un reactivo) y el amoniaco gaseoso (el único producto de la reacción) se escriben como sigue. 1 mol N 2 2mol H 2 0 2 mol H 2 1 mol N 2 De manera similar, las relaciones molares para el hidrogeno

gaseoso (un reactivo) y el amoniaco gaseoso se escriben como sigue. 3 mol N 2 2mol H 2 0 2 mol H 2 3 mol N 2 Se pueden utilizar los coeficientes numéricos de cualquier ecuación balanceada para escribir las relaciones molares de cada par de las sustancias químicas participantes. Mas tarde se mostrara como se emplean estas relaciones molares como factores de conversión para establecer las cantidades de las sustancias que reaccionan” .

Composición Porcentual Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo compuesto químico. Una molécula de dióxido de azufre, (SO2), contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula. Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto. A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

¿Como se obtiene la composición porcentual? Se obtiene el peso molecular del compuesto. El peso molecular se obtiene multiplicando el peso atómico por la cantidad de átomos que hay de un elemento. Esto de debe hacer con cada uno de los elementos presentes en el compuesto; finalmente se suman y asi obtenemos el peso molecular del compuesto. 2.- Se divide el peso de cada uno de los compuesto entre el peso molecular de todo el compuesto. 3.Se multiplica por 100 para obtener el porcentaje.

Ejemplo Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.

1. Se transforman los porcentajes en masa, a partir del supuesto de que la muestra en cuestión tiene una masa de 100 g. 2. Calcular los moles de cada uno de los elementos químicos dividendo la masa entre su masa atómica. n = m /M 3.-De los resultados obtenidos en el paso número 2 se elige el de menor valor y entre éste se dividen todos y cada uno. Si al terminar los cálculos se obtienen números fraccionarios, éstos se multiplican por una cantidad que los transforme en enteros.

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Fórmula Empírica

Fórmula empírica (1), Fórmula Molecular (2) y varias fórmulas desarrolladas de la molécula de Benceno: (3) Estructuras de Kekulé (Isómeros de resonancia); (4) Estructura hexagonal Plana, mostrando la longitud y el ángulo de enlace; (5) Enlaces Sigma entre orbitales híbridos sp2; (6) Orbitales atómicos pz; (7) Orbital molecular pi deslocalizado; (8) Anillo bencénico En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima y se representa con "fm". Una fórmula es una pequeña lista de los elementos químicos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles de cada elemento presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia.

Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre, fórmula empírica.

Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua (sin generar otro producto), diríamos que la fórmula molecular del agua es H2O (los subíndices 1 se omiten). Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de C (contenido en el CO 2 formado) y de H (monoatómico, existente en el agua producida) podemos decir que la fórmula empírica del benceno es (CH). Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del CO2 y del H2O proviene del aire, por lo que la fórmula empírica del benceno es (CH).

Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula.

Cálculo de la fórmula empírica de un compuesto Para hallar la fórmula empírica de un compuesto, primero se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números enteros más sencillos posibles. Al realizar el análisis gravimétrico de un determinado compuesto químico se ha encontrado la siguiente composición centesimal: 69,98 % Ag; 16,22 % As; 13,80 % O. Para la determinación de la fórmula empírica o molecular del compuesto se procede de la siguiente manera: Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles: ▪

Para la plata 69,98/108= 0,65 moles

▪

Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles

▪

Para el oxígeno 13,80/16= 0,84 moles

FÓRMULA MOLECULAR Expresión formada por letras, números y a veces caracteres, que denota un compuesto La fórmula molecular expresa el número real de átomos que forman una molécula a diferencia de la fórmula química que es la representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico. Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos corresponden a los elementos que forman el compuesto químicorepresentado y los subíndices son la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto. Así, por ejemplo, una molécula de ácido sulfúrico, descrita por la fórmula molecular H2SO4 posee dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. El término se usa para diferenciar otras formas de representación de estructuras químicas, como la fórmula desarrollada o la fórmula esqueletal. La fórmula molecular se utiliza para la representación de los compuestos inorgánicos y en las ecuaciones químicas. También es útil en el cálculo de los pesos moleculares. En un sentido estricto, varios compuestos iónicos, como el carbono o el cloruro de sodio o sal común no pueden ser representados por una fórmula molecular ya que no es posible distinguir átomos o moléculas independientes y por ello, sólo es posible hablar de fórmula empírica.

Cálculos de Masa-masa, Masa-volumen, volumenvolumen Para resolver ejercicios de este caso se pueden utiliza dos métodos: a.Método del factor molar: Se basa en la relacion del número de moles entre dos sustancia que participan en una reacción quimica. Se desarrollan tres etapas básicas: PRIMERA ETAPA: Se calculan las moles del elemento,compuesto o iones, a partir de la masa de la sutancia o sustancias conocidas en el porblema SEGUNDA ETAPA: Se calcula las moles de las cantidades buscadas en el problema,utilizando los coeficientes de las sustancias en la ecuación balanceada. TERCERA ETAPA: Se determinan las masas de esas sutancias desconocidas en las unidades indicadas en el problema de la sustancias implicadas.

Reactivo Limitante El reactivo limitante da a conocer o limita la cantidad de producto formado, y provoca una concentración específica o limitante. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenido a partir

de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre el reactivo y producto . Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la

reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

REACTIVO EN EXCESO Cuando colocamos dos elementos o compuestos para que reaccionen químicamente entre sí, lo usual es colocar una cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera, poder realizar cálculos basados en la ecuación química ajustada estequiométricamente El reactivo que se consume por completo es el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene. El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso. Si tenemos una cierta cantidad de dos elementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada.

El RENDIMIENTO TEÓRICO El rendimiento teórico es la cantidad de un producto obtenido a partir de la conversión completa del reactivo limitante en una reacción química. Es la cantidad de producto resultante de una reacción química perfecta y, por lo tanto, no es lo mismo que la cantidad que obtendrá de una reacción. El rendimiento teórico comúnmente se expresa en términos de gramos o menos. En contraste con el rendimiento teórico, el rendimiento real es a cantidad de productor que realmente a producido una reacción, el rendimiento real generalmente es una cantidad menor debido a que pocas reacciones continúan con un 100% de eficiencia, debido a la pérdida de recuperación del producto y porque pueden estar ocurriendo otras reacciones que reducen el producto. A veces, el rendimiento es más que el rendimiento teórico.; posiblemente porque una reacción secundaria produce un producto o porque el producto recuperado contiene impurezas. El rendimiento teórico se encuentra identificando el reactivo limitante de una ecuación química equilibrada, para encontrarlo; el primer paso es equilibrar una ecuación, i está desequilibrada. El siguiente paso es identificar el reactivo limitante. Esto se basa entre los reactivos, el reactivo limitante no se encuentra en exceso, por l que la reacción no puede continuar una vez este se haya agotado. Si la cantidad de reactivos se da en moles, convierta los valores en granos. Divida la masa en gramos de los reactivos por su peso molecular en gramos por mol. Alternativamente, para una solución líquida, puede multiplicar la cantidad de una solución en mililitros por su densidad en

gramos por mililitros. Luego, divida el valor por la masa molar del reactivo. Multiplique la masa obtenida usando cualquiera de los métodos por el número de moles de reactivo en la ecuación balanceada. Ahora conoces los moles de cada reactivo, compare esto con la relación molar de los reactivos para decidir cuál está disponible en exceso y cuál se agotará primero (el reactivo limitante). Una vez que identifique el reactivo limitante, multiplique los moles de reacción limitante por la relación entre los moles de reactivo limitante y el producto de la ecuación balanceada. Esto le da la cantidad de moles de cada producto. Para obtener los

gramos de producto, multiplique por los moles de cada producto por su peso molecular.

RENDIMIENTO REAl

En química, el rendimiento, también referido como rendimiento químico y rendimiento de reacción, es la cantidad de producto obtenido en una reacción química. El rendimiento absoluto puede ser dado como la masa en gramos o en moles (rendimiento molar). El rendimiento fraccional o rendimiento relativo rendimiento

porcentual, que sirve para medir la efectividad de un procedimiento de síntesis, es calculado al dividir la cantidad de producto obtenido en moles por el rendimiento teórico en moles: Para obtener el rendimiento porcentual, multiplíquese el rendimiento fraccional por 100 (por ejemplo, 0,673 = 67,3%).

Uno o más reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El rendimiento teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en cuenta la estequiometría de la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción involucrada. El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor que es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo con Vogel, los rendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos, alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres.

RENDIMIENTO PORCENTUAL Dentro del ámbito de la química, el rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que puede crear una reacción química. En realidad, la mayoría de las reacciones no tienen una eficacia perfecta. Al realizar el experimento, obtendrás una cantidad menor, lo que se denomina rendimiento real. Si quieres expresar la eficacia de una reacción, puedes calcular el rendimiento porcentual mediante la siguiente fórmula: % de rendimiento = (rendimiento real/rendimiento teórico) x 100. Un rendimiento porcentual del 90 % significa que la reacción tuvo un 90 % de eficacia, mientras que un 10 % de los materiales se desperdiciaron (no lograron una reacción o no se recuperó su producto). El rendimiento teórico de una reaccion es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una determinada cantidad de reactivo, con base a la ecuacion quimica balanceada.

LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO En un sistema químico en equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos, expresados en mol L-1, están relacionadas mediante una ecuación sencilla.Ejemplo:a 45 ºC,H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g)Las concentraciones de H2, I2 e HI en equilibrio son diferentes en cada caso, perola relación:llamada cociente de reacción o expresión de acción de masas, calculada para unasituación de equilibrio, tiene el mismo valor en todos los experimentos.Esta es la ley del equilibrio químico, también llamada ley de acción de masas.La constante 54,5 se representa por Kc y se denomina constante de equilibrio. 2 Para una reacción cualquiera, representada por la ecuación:a A + b B ↔ c C + d DSe denomina cociente de reacción o expresión de acción de masas a la expresión:Cuando el sistema está en equilibrio, el cociente de reacción Q toma un valor constante para cada temperatura, y se representa por Kc:[ ] b a d c B A D C KC = eqEl valor de Kc es independiente de las concentraciones iniciales de los reactivos, y depende exclusivamente de la temperatura. Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO 2 y O2). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:

Exp 1 Exp 2 Exp 3 Exp 4 Exp 5

Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l) [SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363

Kc se obtiene aplicando la expresión:

Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) Á 2 NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g) Á 2 NOCl(g); c) CaCO3(s) ÁCaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) Á Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).

Kc 279,2 280,1 280,0 280,5 280,6

PRINCIPIO DE LE CHATELIER El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Cuando una reacción química ha alcanzado el estado de equilibrio químico, las concentraciones de reactivos y productos se mantienen inalteradas de forma indefinida si permanecen fijas las condiciones del sistema. Pero si la modificación de alguna de ellas se modifica, el sistema evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio con la consiguiente variación en las cantidades de las sustancias presentes en el equilibrio. Jacobus Van't Hoff y Henry Le Châtelier estudiaron la influencia que las variaciones de temperatura, de presión y de concentración ejercen sobre el equilibrio químico y observaron que si alguno de estos factores se modifican en un sentido, el sistema tiende a contrarrestar el efecto de esa modificación. Los factores que pueden influir en el desplazamiento del equilibrio son variaciones en la presión, modificación de la temperatura y alteración en las concentraciones de las sustancias en equilibrio. A continuación presentamos dichos factores: •

Variación de la presión. Un cambio en la presión sólo afecta al equilibrio si intervienen en la reacción sustancias gaseosas. El aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que exista un menor número de moles de sustancias gaseosas; hay que recordar que, según la ecuación de los gases perfectos, la presión es directamente proporcional al número de moles.

o o

Variación introducida: aumento de la presión exterior Respuesta del sistema: recorte de la presión mediante la disminución de la cantidad de sustancias gaseosas.

El descenso de la presión desplaza el equilibrio hacia la formación de sustancias gaseosas. o o

Variación introducida: disminución de la presión exterior Respuesta del sistema: aumento de la presión por incremento de la cantidad de gases en el equilibrio

CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio. Expresión de la constante de equilibrio La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.

La constante de equilibrio: Kc o Kp Cuando se trata de mezclas gaseosas, a veces resulta más adecuado describir la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, en vez de a concentraciones Kc, a presiones parciales Kp. Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una puede conocerse la otra: PV = nRT  P = (n/V) RT  P = cRT Para cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:

Generalizando: Kp = Kc (RT)n de manera que n es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas en los reactivos: n = ngas (productos) - ngas (reactivos) en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, Kc = Kp. la constante de equilibrio puede ser definida como

donde {A} es la actividad (concentración molar x coeficiente de actividad)

VARIABLES QUE AFECTAN LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO. De los factores que afectan la velocidad de una reacción, solamente alteran el punto de equilibrio de dicha reacción: la concentración de las sustancias involucradas en la reacción, la presión, cuando reactivos y productos son gases y la temperatura. Este principio establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación o una tensión, el sistema reaccionará de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión. De acuerdo a este principio, pueden haber variaciones de concentración, cambios de temperatura o presión.

Concentración Cuando la concentración de una de las sustancias en un sistema en equilibrio se cambia, el equilibrio varía de tal forma que pueda compensar este cambio.

Por ejemplo, si se aumenta la concentración de uno de los reaccionantes, el equilibrio se desplaza hacia la derecha o hacia el lado de los productos. Si se agrega más reactivos (como agregar agua en el lado izquierdo del tubo) la reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezca el equilibrio. Si se remueven los productos (como quitar agua del lado derecho del tubo) La reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezcla el equilibrio.

Temperatura La variación de equilibrio causada por un cambio de temperatura dependerá de si la reacción tal como esta escrita es exotérmica, o endotérmica. Reacciones Exotérmicas Si la reacción es exotérmica se puede considerar al calor como uno de los productos, por lo que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. A + B  AB + calor Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

Reacciones Endotérmicas Si la reacción es endotérmica, el calor se considera como un reactivo. A + B + calor  AB Por lo tanto, si se aumenta la temperatura se favorece un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha y si se disminuye, hacia la izquierda. Presión Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará de forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que alivie la presión. Como ejemplo, considérese el efecto de triplicar la presión en el siguiente equilibrio:

Al existir dos volúmenes de gas del lado de los productos, implica que hay una mayor cantidad de moléculas de NO2 y al aumentar la presión se favorece un mayor número de colisiones entre moléculas en el lado de los productos, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.