Unidad 3 1
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- Words: 3,153
- Pages: 49
Universidad Iberoamericana de Ciencias y Tecnología
ESTEQUIOMETRÍA
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Universidad Iberoamericana de Ciencias y Tecnología
OBJETIVOS
Unidad 3. Estequiometría A nivel de conocimiento declarativo • Concepto de Mol. • Ecuaciones químicas. • Cálculos estequiométricos. A nivel de conocimiento de procedimientos • Aplicación de cálculos estequiométricos químicas.
a
ecuaciones
A nivel de conocimiento de actitudes • Conocer las leyes fundamentales de la químicas.
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MASA ATÓMICA
Universidad Iberoamericana de Ciencias y Tecnología
Masa Atómica • La masa de un átomo está relacionada con el número de electrones, protones y neutrones del átomo. • Unidad de Masa Atómica (uma) • Hidrógeno H = • Sodio Na = • Magnesio Mg =
1,008 uma 22,9898 uma 24,3050 uma
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MASA ATÓMICA
Universidad Iberoamericana de Ciencias y Tecnología
Masa Atómica Promedio • En la naturaleza existe más de un isótopo para cada elemento natural
y cada uno de ellos posee distinta
abundancia. • La masa atómica promedio es la resultante de la contribución porcentual de estos isótopos.
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MASA ATÓMICA
Masa Atómica Promedio
Ejemplo: 3. El elemento cloro, Cl, está formado por una mezcla de dos tipos de átomos: 75 % del átomo de masa 35 y un 25 % del átomo de masa 37. Calcule la masa o peso atómico de la mezcla isotópica.
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MASA ATÓMICA
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Masa Atómica Promedio y Peso Atómico Ejercicio: 1. El elemento potasio, K, posee tres isótopos: uno de masa 38,96371 y abundancia 93,22%; otro de masa 39,96401 y abundancia 0,012% y el tercero de masa 40,96183 y abundancia 6,77%. Calcule la masa o peso atómico del elemento.
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MASA ATÓMICA
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Número de Avogadro Número que permite la equivalencia entre la unidad de masa atómica y el gramo, y con otras entidades elementales.
1 uma ≅ 1,66 x 10 –24 g Por definición, la masa atómica del 12C es 12 uma, luego la masa de un átomo será: 12 x 1,66 x 10 –24 g = 1,992x10-23 g
Si
1 át. 12C = 1,992x10-23 g x áts. = 12 g x = 6,02 x 1023 átomos Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MASA ATÓMICA
Universidad Iberoamericana de Ciencias y Tecnología
Número de Avogadro
Este número, que es el número de átomos que hay en 12 g exactos del isótopo de C-12, se conoce como Número de Avogadro (No). No = 6,02 x 1023
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CONCEPTO MOL
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Mol Corresponde
a la cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 1023 entidades elementales. Entidades elementales (EE) : átomos, moléculas, iones. 1
MOL representa al conjunto de partículas formado por 6,02 x 1023 EE 1 mol = 6,02 x 1023 EE
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CONCEPTO MOL
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Mol 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
Ejemplos:
5Na
= 5 moles de átomo de sodio
3Cl2
= 3 moles de molécula de cloro
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CONCEPTO MOL
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Peso Atómico (PA)
Corresponde al peso de un mol de átomo.
Corresponde al peso de 6,02 x 1023 áts.
¿Qué significa PA Ca = 40? 1 mol de áts. = 40 g (u.m.a.) 6,02 x 1023 áts. de Ca = 40 g
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CONCEPTO MOL
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Peso Atómico (PA)
Ejercicios •
¿Cuál es el peso de 150 átomos de Na, si su PA = 23?
•
Un átomo de un elemento X pesa 1,5 x 10-23 g ¿Cuál es el PA del átomo X?
•
5 átomos pesan 3,0 x 10-22 g ¿Cuál es el PA?
•
¿A cuántos moles corresponden 3 x 1023 átomos?
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MASA MOLAR
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Masa Molar
Corresponde
a la suma de los pesos atómicos de una
molécula. Corresponde
al peso de 1 mol de molécula.
Ejercicio 1) La masa molar del oxígeno, O, es 16 y el del hidrógeno, H, es aproximadamente 1. Calcule el PM del H2O. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MASA MOLAR
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RESUMEN
PA = 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos.
1 mol de átomo = 6,02 x 1023 átomos = 1 u.m.a.
PM = 1 mol de molécula = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de molécula = 6,02 x 1023 moléculas = 1 u.m.a.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas
Los compuestos químicos se representan a través de combinaciones de símbolos y subíndices de los elementos que los conforman, llamadas Fórmulas Químicas.
Una fórmula química indica los elementos presentes en el compuesto y el número relativo de átomos de cada elemento en el compuesto.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas Fórmula Empírica (FE)
Es la fórmula mínima que puede tener un compuesto, e indica la relación de átomos presentes en ella.
Fórmula Molecular (FM)
Es la fórmula máxima de un compuesto e indica el número exacto de átomos de cada elemento que lo conforma. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas Ejemplos: 3. Peróxido de hidrógeno FE: HO FM: H2O2 7. Etano FE: CH3 FM: C2H6
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 1. Se debe conocer la composición porcentual del compuesto para determinar la cantidad de moles presentes. 3. Se divide el tanto por ciento de cada elemento por su respectivo peso atómico. Se obtiene así, el número relativo de átomos de cada clase contenido en las moléculas. 5. Como en la molécula o compuesto participan números enteros de átomos de cada elemento, si resultan decimales, se transforman los números obtenidos en los enteros más próximos, dividiendo por el número más pequeño para todos los átomos. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 1. Una vez que se obtiene la Fórmula Empírica se determina el PM de esta fórmula. 3. Si se conoce el PM del compuesto real, éste se debe dividir por el PM de la FE para obtener un entero. Este entero es el factor por el que se multiplica la FE para obtener finalmente la Fórmula Molecular. 5. Si el valor de este factor es igual a 1, significa que las fórmula empírica y molecular son iguales. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. Ejemplo: 2. Un hidrocarburo contiene 75% de carbono, C, y 25% de hidrógeno, H. Los PA son C = 12 g/mol; H = 1 g/mol. Si el PM del hidrocarburo es 64 g/mol, ¿Cuál es la FE y FM?
Nota: Siempre se considera 100% del compuesto, lo que equivale a 100 g.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. C 1. Nº moles = masa PM 2. Se dividen los moles por el menor de ellos. 3. Se determina la FE.
H
75 g = 6,25 mol 12 g/mol
25 g = 25,0 mol 1 g/mol 25,0 = 4 6,25
6,25 = 1 6,25
CH4 Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 4. Se determina la PM de la FE.
PM (FE) CH4 = (12 x 1) + (1 x 4) = 16 g/mol PM de la FM = 64 g/mol = 4 PM de la FE 16 g/mol
5. Se determina la FM.
Por lo tanto, se multiplica la FE por el factor 4 para obtener la FM.
CH4 FM
x 4
C4H16 Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto.
1. Una muestra de 2,514 g de un compuesto puro consta de 2,020 g de zinc, Zn, y 0,494 g de oxígeno, O. c) ¿Cuál es la FE si el PA del Zn es 65,4 y el de O es 16? d) Si el PM del compuesto es 81,4 g/mol ¿Cuál es la FM?
Nota: El 100% corresponde a 2,514 g. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. Zn 1. Nº moles = masa PM 2. Se dividen los moles por el menor de ellos.
3. Se determina la FE.
O
2,020 g = 0,03mol 0,494 g = 0,03 mol 65,4 g/mol 16 g/mol 0,03 = 1 0,03
0,03 = 1 0,03
ZnO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 4. Se determina la PM de la FE. 5. Se determina la FM.
PM (FE) ZnO = (65,4 x 1) + (16 x 1) = 81,4 g/mol
PM de la FM = 81,4 g/mol = 1 PM de la FE 81,4 g/mol
Por lo tanto, la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular.
ZnO x FM
1
ZnO
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ECUACIONES QUÍMICAS
ECUACIONES QUÍMICAS En las reacciones químicas los reactantes se transforman para dar los productos de la reacción. Los átomos o iones se reagrupan para formar otras sustancias, constituyendo lo que conocemos como un cambio químico.
Las ecuaciones químicas se emplean para representar las reacciones químicas, describiendo todas las sustancias que participan en el proceso, sus interrelaciones y el tipo de transformación química que se produce.
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ECUACIONES QUÍMICAS
ECUACIONES QUÍMICAS
CH4
+
O2
→
CO2 +
H2O
Reactantes
Productos
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría de una reacción química permite
interpretarla cuantitativamente.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones
fijas de masas, volúmenes, cantidades de átomos, iones y moléculas que hay entre las especies que participan en las reacciones químicas.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA Se debe tener en cuenta lo siguiente: • Número de moles:
n = m (g) PM (g/mol)
• En un mol hay 6,02 x 1023 EE (átomos, iones, moléculas) • Densidad:
d = m (g) V (mL) Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Reactivo Limitante
Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero y totalmente en la reacción, se llama reactivo limitante.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Reactivo en Exceso
Los otros reactivos, presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante, se llaman reactivos en exceso.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Pureza de Reactivos
Generalmente, en procesos industriales su utilizan materias primas que no son 100% puros, por lo tanto, las impurezas presentes no producen los compuestos que se desean obtener y pueden producir otros que no están considerados estequiométricamente.
masa sustancia pura % de pureza = ----------------------------- x 100% masa sustancia impura o total Prof. Dra.
Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
Rendimiento
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción, está relacionada con la cantidad de producto que se puede obtener de la reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la reacción. Hay 2 tipos de rendimientos: Rendimiento teórico Rendimiento real o práctico
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•
ESTEQUIOMETRÍA
Rendimiento Teórico
El rendimiento teórico en una reacción es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. •
Rendimiento Real o Práctico
El rendimiento real es la cantidad de producto que efectivamente se obtiene al realizar en forma experimental la reacción. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
Forma Porcentual de Expresar el Rendimiento
El rendimiento porcentual (% de rendimiento) es la proporción del rendimiento real o práctico respecto al rendimiento teórico: (masa)
rendimiento real % de rendimiento (R) = ------------------------ x 100% rendimiento teórico (masa)
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ESTEQUIOMETRÍA
Ejercicio •
Se hacen reaccionar 15 g de magnesio, Mg, con exceso de oxígeno, O2. Calcular: a) masa de oxígeno consumida. b) masa de óxido de magnesio que se formó. PA: Mg = 24,3; O = 16 g /mol
Primero. Se plantea la ecuación y se balancea:
Mg + O2 → MgO
2Mg + O2 → 2MgO
Segundo. Resolver los cálculos en base a las especies involucradas:
2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
2 moles Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
masa
2 x 24,3 g 48,6 g
2 moles
2 x 16 g 32 g
a) masa de oxígeno consumida.
48,6 g -------- 32 g 15 g -------- x x = 9,88 g de O2 * Si las especies que reaccionan son puras y la reacción es total.
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ESTEQUIOMETRÍA
b) masa de óxido de magnesio que se formó. PMMgO = 24,3 + 16 = 40,3 g/mol 2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
masa
2 x 24,3 g 48,6 g
2 moles
2 x 16 g 32 g
2 x 40,3 g 80,6 g
48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 15 g
--------
x
x = 24,88 g de MgO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2) Ahora supongamos que reaccionan 15 g de Mg del 70% de pureza con exceso de O2. Calcule: • masa de O2 consumida • masa de MgO formada. % pureza = masa pura x 100 masa total
a) 15 g -------- 100% x -------- 70% x = 10,5 g de Mg puro Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 32 g O2 10,5 g
--------
x
x = 6,91 g de O2 puro b) masa de MgO formada. 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 10,5 g
--------
x
x = 17,41 g de MgO * Especie impura y reacción total. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
Continuación ejercicio 3) Ahora supongamos que reaccionan 15 g de Mg del 70% de pureza con exceso de O2 y el rendimiento de la reacción es 90%. Calcule: • masa de O2 consumida • masa de MgO formada.
2Mg + O2 → 2MgO a)
48,6 g Mg -------- 32 g O2 10,5 g
--------
x
x = 6,91 g de O2 puro
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Si
ESTEQUIOMETRÍA
6,91 g de O2 -------- 100% x -------- 90% x = 6,22 g de O2
b) masa de MgO formada. De acuerdo a 2b) 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 10,5 g
--------
x
x = 17,41 g de MgO Si
17,41 g de MgO -------- 100% x -------- 90% x = 15,67 g de MgO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
O utilizando la expresión de rendimiento porcentual: rendimiento real % de rendimiento = ------------------------ x 100% rendimiento teórico masa real 90% = ---------- x 100% 17,4
90 x 17,4 Masa real = ----------
= 15,66 g
MgO 100%
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ESTEQUIOMETRÍA
Continuación ejercicio 4) Suponga que reaccionan 15 g de Mg con 15 g de O2. Determine: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el reactivo en exceso y la cantidad en exceso? c) masa de MgO formada.
2Mg + O2 → 2MgO a) Forma 1 para determinar el reactivo limitante. Para Mg:
masa Mg/coefic.esteq. = 15 g / 2 = 7,5
Para O2:
masa O2 /coefic.esteq. = 15 g / 1 = 15
Por lo tanto, el reactivo limitante es el Mg, ya que posee el menor coeficiente.
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ESTEQUIOMETRÍA
a) Forma 2 para determinar el reactivo limitante.
2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 32 g O2 15 g
--------
x
x = 9,88 g de O2
48,6 g Mg -------- 32 g O2 x
--------
15 g
x = 22,78 g de Mg
Por lo tanto, el reactivo limitante es el Mg, ya que deberían reaccionar 22,8 g y se tiene 15 g.
b) El reactivo en exceso es O2 y la cantidad en exceso es: 15 g – 9,88 g = 5,12 g de O2 en exceso Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
c) masa de MgO formada. 2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 15 g
--------
x
x = 24,88 g de MgO
* El reactivo limitante siempre manda en la reacción. La cantidad de producto a obtener estará limitada por el reactivo limitante y los cálculos se harán en base a él. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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EJERCICIOS ESTEQUIOMÉTRICOS
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ESTEQUIOMETRÍA
1. De acuerdo a la siguiente reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O •
¿Cuántos gramos de NaCl se formarán cuando reaccionan 30 g de HCl con 50 g de NaOH, si la pureza del NaOH es 80% y el rendimiento es del 90%? Para resolver el ejercicio, tenga en cuenta: - Que la ecuación esté balanceada - Utilice tabla periódica para obtener los PA. - Determinar reactivo limitante y de exceso y sus cantidades respectivas, cuando sea necesario. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
1. Una tira de zinc metálico que pesa 2,00 g se coloca en una disolución acuosa que contiene 2,50 g de nitrato de plata, lo que causa la siguiente reacción: Zn(s) + 2 AgNO3 (ac) → 2 Ag(s) + Zn(NO3)2 (ac) • ¿Cuál es el reactivo limitante? • ¿Cuántos gramos de Ag se forman? • ¿Cuántos gramos de Zn(NO3)2 se forman? • ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan al término de la reacción? Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTEQUIOMETRÍA
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OBJETIVOS
Unidad 3. Estequiometría A nivel de conocimiento declarativo • Concepto de Mol. • Ecuaciones químicas. • Cálculos estequiométricos. A nivel de conocimiento de procedimientos • Aplicación de cálculos estequiométricos químicas.
a
ecuaciones
A nivel de conocimiento de actitudes • Conocer las leyes fundamentales de la químicas.
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MASA ATÓMICA
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Masa Atómica • La masa de un átomo está relacionada con el número de electrones, protones y neutrones del átomo. • Unidad de Masa Atómica (uma) • Hidrógeno H = • Sodio Na = • Magnesio Mg =
1,008 uma 22,9898 uma 24,3050 uma
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MASA ATÓMICA
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Masa Atómica Promedio • En la naturaleza existe más de un isótopo para cada elemento natural
y cada uno de ellos posee distinta
abundancia. • La masa atómica promedio es la resultante de la contribución porcentual de estos isótopos.
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MASA ATÓMICA
Masa Atómica Promedio
Ejemplo: 3. El elemento cloro, Cl, está formado por una mezcla de dos tipos de átomos: 75 % del átomo de masa 35 y un 25 % del átomo de masa 37. Calcule la masa o peso atómico de la mezcla isotópica.
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MASA ATÓMICA
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Masa Atómica Promedio y Peso Atómico Ejercicio: 1. El elemento potasio, K, posee tres isótopos: uno de masa 38,96371 y abundancia 93,22%; otro de masa 39,96401 y abundancia 0,012% y el tercero de masa 40,96183 y abundancia 6,77%. Calcule la masa o peso atómico del elemento.
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MASA ATÓMICA
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Número de Avogadro Número que permite la equivalencia entre la unidad de masa atómica y el gramo, y con otras entidades elementales.
1 uma ≅ 1,66 x 10 –24 g Por definición, la masa atómica del 12C es 12 uma, luego la masa de un átomo será: 12 x 1,66 x 10 –24 g = 1,992x10-23 g
Si
1 át. 12C = 1,992x10-23 g x áts. = 12 g x = 6,02 x 1023 átomos Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MASA ATÓMICA
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Número de Avogadro
Este número, que es el número de átomos que hay en 12 g exactos del isótopo de C-12, se conoce como Número de Avogadro (No). No = 6,02 x 1023
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CONCEPTO MOL
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Mol Corresponde
a la cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 1023 entidades elementales. Entidades elementales (EE) : átomos, moléculas, iones. 1
MOL representa al conjunto de partículas formado por 6,02 x 1023 EE 1 mol = 6,02 x 1023 EE
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
CONCEPTO MOL
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Mol 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
Ejemplos:
5Na
= 5 moles de átomo de sodio
3Cl2
= 3 moles de molécula de cloro
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CONCEPTO MOL
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Peso Atómico (PA)
Corresponde al peso de un mol de átomo.
Corresponde al peso de 6,02 x 1023 áts.
¿Qué significa PA Ca = 40? 1 mol de áts. = 40 g (u.m.a.) 6,02 x 1023 áts. de Ca = 40 g
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CONCEPTO MOL
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Peso Atómico (PA)
Ejercicios •
¿Cuál es el peso de 150 átomos de Na, si su PA = 23?
•
Un átomo de un elemento X pesa 1,5 x 10-23 g ¿Cuál es el PA del átomo X?
•
5 átomos pesan 3,0 x 10-22 g ¿Cuál es el PA?
•
¿A cuántos moles corresponden 3 x 1023 átomos?
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MASA MOLAR
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Masa Molar
Corresponde
a la suma de los pesos atómicos de una
molécula. Corresponde
al peso de 1 mol de molécula.
Ejercicio 1) La masa molar del oxígeno, O, es 16 y el del hidrógeno, H, es aproximadamente 1. Calcule el PM del H2O. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MASA MOLAR
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RESUMEN
PA = 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos.
1 mol de átomo = 6,02 x 1023 átomos = 1 u.m.a.
PM = 1 mol de molécula = 6,02 x 1023 moléculas.
1 mol de molécula = 6,02 x 1023 moléculas = 1 u.m.a.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas
Los compuestos químicos se representan a través de combinaciones de símbolos y subíndices de los elementos que los conforman, llamadas Fórmulas Químicas.
Una fórmula química indica los elementos presentes en el compuesto y el número relativo de átomos de cada elemento en el compuesto.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas Fórmula Empírica (FE)
Es la fórmula mínima que puede tener un compuesto, e indica la relación de átomos presentes en ella.
Fórmula Molecular (FM)
Es la fórmula máxima de un compuesto e indica el número exacto de átomos de cada elemento que lo conforma. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Fórmulas Químicas Ejemplos: 3. Peróxido de hidrógeno FE: HO FM: H2O2 7. Etano FE: CH3 FM: C2H6
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 1. Se debe conocer la composición porcentual del compuesto para determinar la cantidad de moles presentes. 3. Se divide el tanto por ciento de cada elemento por su respectivo peso atómico. Se obtiene así, el número relativo de átomos de cada clase contenido en las moléculas. 5. Como en la molécula o compuesto participan números enteros de átomos de cada elemento, si resultan decimales, se transforman los números obtenidos en los enteros más próximos, dividiendo por el número más pequeño para todos los átomos. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 1. Una vez que se obtiene la Fórmula Empírica se determina el PM de esta fórmula. 3. Si se conoce el PM del compuesto real, éste se debe dividir por el PM de la FE para obtener un entero. Este entero es el factor por el que se multiplica la FE para obtener finalmente la Fórmula Molecular. 5. Si el valor de este factor es igual a 1, significa que las fórmula empírica y molecular son iguales. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. Ejemplo: 2. Un hidrocarburo contiene 75% de carbono, C, y 25% de hidrógeno, H. Los PA son C = 12 g/mol; H = 1 g/mol. Si el PM del hidrocarburo es 64 g/mol, ¿Cuál es la FE y FM?
Nota: Siempre se considera 100% del compuesto, lo que equivale a 100 g.
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. C 1. Nº moles = masa PM 2. Se dividen los moles por el menor de ellos. 3. Se determina la FE.
H
75 g = 6,25 mol 12 g/mol
25 g = 25,0 mol 1 g/mol 25,0 = 4 6,25
6,25 = 1 6,25
CH4 Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 4. Se determina la PM de la FE.
PM (FE) CH4 = (12 x 1) + (1 x 4) = 16 g/mol PM de la FM = 64 g/mol = 4 PM de la FE 16 g/mol
5. Se determina la FM.
Por lo tanto, se multiplica la FE por el factor 4 para obtener la FM.
CH4 FM
x 4
C4H16 Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto.
1. Una muestra de 2,514 g de un compuesto puro consta de 2,020 g de zinc, Zn, y 0,494 g de oxígeno, O. c) ¿Cuál es la FE si el PA del Zn es 65,4 y el de O es 16? d) Si el PM del compuesto es 81,4 g/mol ¿Cuál es la FM?
Nota: El 100% corresponde a 2,514 g. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. Zn 1. Nº moles = masa PM 2. Se dividen los moles por el menor de ellos.
3. Se determina la FE.
O
2,020 g = 0,03mol 0,494 g = 0,03 mol 65,4 g/mol 16 g/mol 0,03 = 1 0,03
0,03 = 1 0,03
ZnO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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FÓRMULA QUÍMICA
Determinación de la Fórmula Química de un Compuesto. 4. Se determina la PM de la FE. 5. Se determina la FM.
PM (FE) ZnO = (65,4 x 1) + (16 x 1) = 81,4 g/mol
PM de la FM = 81,4 g/mol = 1 PM de la FE 81,4 g/mol
Por lo tanto, la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular.
ZnO x FM
1
ZnO
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ECUACIONES QUÍMICAS
ECUACIONES QUÍMICAS En las reacciones químicas los reactantes se transforman para dar los productos de la reacción. Los átomos o iones se reagrupan para formar otras sustancias, constituyendo lo que conocemos como un cambio químico.
Las ecuaciones químicas se emplean para representar las reacciones químicas, describiendo todas las sustancias que participan en el proceso, sus interrelaciones y el tipo de transformación química que se produce.
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ECUACIONES QUÍMICAS
ECUACIONES QUÍMICAS
CH4
+
O2
→
CO2 +
H2O
Reactantes
Productos
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría de una reacción química permite
interpretarla cuantitativamente.
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones
fijas de masas, volúmenes, cantidades de átomos, iones y moléculas que hay entre las especies que participan en las reacciones químicas.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA Se debe tener en cuenta lo siguiente: • Número de moles:
n = m (g) PM (g/mol)
• En un mol hay 6,02 x 1023 EE (átomos, iones, moléculas) • Densidad:
d = m (g) V (mL) Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Reactivo Limitante
Cuando se efectúa una reacción, los reactivos comúnmente no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume primero y totalmente en la reacción, se llama reactivo limitante.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Reactivo en Exceso
Los otros reactivos, presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante, se llaman reactivos en exceso.
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ESTEQUIOMETRÍA
ESTEQUIOMETRÍA
Pureza de Reactivos
Generalmente, en procesos industriales su utilizan materias primas que no son 100% puros, por lo tanto, las impurezas presentes no producen los compuestos que se desean obtener y pueden producir otros que no están considerados estequiométricamente.
masa sustancia pura % de pureza = ----------------------------- x 100% masa sustancia impura o total Prof. Dra.
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ESTEQUIOMETRÍA
Rendimiento
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción, está relacionada con la cantidad de producto que se puede obtener de la reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la reacción. Hay 2 tipos de rendimientos: Rendimiento teórico Rendimiento real o práctico
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•
ESTEQUIOMETRÍA
Rendimiento Teórico
El rendimiento teórico en una reacción es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. •
Rendimiento Real o Práctico
El rendimiento real es la cantidad de producto que efectivamente se obtiene al realizar en forma experimental la reacción. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
Forma Porcentual de Expresar el Rendimiento
El rendimiento porcentual (% de rendimiento) es la proporción del rendimiento real o práctico respecto al rendimiento teórico: (masa)
rendimiento real % de rendimiento (R) = ------------------------ x 100% rendimiento teórico (masa)
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ESTEQUIOMETRÍA
Ejercicio •
Se hacen reaccionar 15 g de magnesio, Mg, con exceso de oxígeno, O2. Calcular: a) masa de oxígeno consumida. b) masa de óxido de magnesio que se formó. PA: Mg = 24,3; O = 16 g /mol
Primero. Se plantea la ecuación y se balancea:
Mg + O2 → MgO
2Mg + O2 → 2MgO
Segundo. Resolver los cálculos en base a las especies involucradas:
2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
2 moles Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
masa
2 x 24,3 g 48,6 g
2 moles
2 x 16 g 32 g
a) masa de oxígeno consumida.
48,6 g -------- 32 g 15 g -------- x x = 9,88 g de O2 * Si las especies que reaccionan son puras y la reacción es total.
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ESTEQUIOMETRÍA
b) masa de óxido de magnesio que se formó. PMMgO = 24,3 + 16 = 40,3 g/mol 2Mg + O2 → 2MgO 2 moles 1 mol
masa
2 x 24,3 g 48,6 g
2 moles
2 x 16 g 32 g
2 x 40,3 g 80,6 g
48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 15 g
--------
x
x = 24,88 g de MgO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2) Ahora supongamos que reaccionan 15 g de Mg del 70% de pureza con exceso de O2. Calcule: • masa de O2 consumida • masa de MgO formada. % pureza = masa pura x 100 masa total
a) 15 g -------- 100% x -------- 70% x = 10,5 g de Mg puro Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 32 g O2 10,5 g
--------
x
x = 6,91 g de O2 puro b) masa de MgO formada. 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 10,5 g
--------
x
x = 17,41 g de MgO * Especie impura y reacción total. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
Continuación ejercicio 3) Ahora supongamos que reaccionan 15 g de Mg del 70% de pureza con exceso de O2 y el rendimiento de la reacción es 90%. Calcule: • masa de O2 consumida • masa de MgO formada.
2Mg + O2 → 2MgO a)
48,6 g Mg -------- 32 g O2 10,5 g
--------
x
x = 6,91 g de O2 puro
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Si
ESTEQUIOMETRÍA
6,91 g de O2 -------- 100% x -------- 90% x = 6,22 g de O2
b) masa de MgO formada. De acuerdo a 2b) 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 10,5 g
--------
x
x = 17,41 g de MgO Si
17,41 g de MgO -------- 100% x -------- 90% x = 15,67 g de MgO Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
O utilizando la expresión de rendimiento porcentual: rendimiento real % de rendimiento = ------------------------ x 100% rendimiento teórico masa real 90% = ---------- x 100% 17,4
90 x 17,4 Masa real = ----------
= 15,66 g
MgO 100%
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ESTEQUIOMETRÍA
Continuación ejercicio 4) Suponga que reaccionan 15 g de Mg con 15 g de O2. Determine: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuál es el reactivo en exceso y la cantidad en exceso? c) masa de MgO formada.
2Mg + O2 → 2MgO a) Forma 1 para determinar el reactivo limitante. Para Mg:
masa Mg/coefic.esteq. = 15 g / 2 = 7,5
Para O2:
masa O2 /coefic.esteq. = 15 g / 1 = 15
Por lo tanto, el reactivo limitante es el Mg, ya que posee el menor coeficiente.
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ESTEQUIOMETRÍA
a) Forma 2 para determinar el reactivo limitante.
2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 32 g O2 15 g
--------
x
x = 9,88 g de O2
48,6 g Mg -------- 32 g O2 x
--------
15 g
x = 22,78 g de Mg
Por lo tanto, el reactivo limitante es el Mg, ya que deberían reaccionar 22,8 g y se tiene 15 g.
b) El reactivo en exceso es O2 y la cantidad en exceso es: 15 g – 9,88 g = 5,12 g de O2 en exceso Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
c) masa de MgO formada. 2Mg + O2 → 2MgO 48,6 g Mg -------- 80,6 g MgO 15 g
--------
x
x = 24,88 g de MgO
* El reactivo limitante siempre manda en la reacción. La cantidad de producto a obtener estará limitada por el reactivo limitante y los cálculos se harán en base a él. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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EJERCICIOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
1. De acuerdo a la siguiente reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O •
¿Cuántos gramos de NaCl se formarán cuando reaccionan 30 g de HCl con 50 g de NaOH, si la pureza del NaOH es 80% y el rendimiento es del 90%? Para resolver el ejercicio, tenga en cuenta: - Que la ecuación esté balanceada - Utilice tabla periódica para obtener los PA. - Determinar reactivo limitante y de exceso y sus cantidades respectivas, cuando sea necesario. Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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ESTEQUIOMETRÍA
1. Una tira de zinc metálico que pesa 2,00 g se coloca en una disolución acuosa que contiene 2,50 g de nitrato de plata, lo que causa la siguiente reacción: Zn(s) + 2 AgNO3 (ac) → 2 Ag(s) + Zn(NO3)2 (ac) • ¿Cuál es el reactivo limitante? • ¿Cuántos gramos de Ag se forman? • ¿Cuántos gramos de Zn(NO3)2 se forman? • ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan al término de la reacción? Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
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