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Luis Redondo Benítez
hace 6 años
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1 Universidad Técnica Nacional Química I-CB005 Unidad III Estequiometría: Cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas

3 Masa atómica Promedio ponderado de la masa y abundancia de los isótopos naturales del elemento. Masa atómica = masa isótopo 1 % abundancia 1 + masa isótopo 2 % abundancia 2 + La masa atómica promedio se expresa en uma (Unidad de masa atómica) 1uma = 1, 66054x10 24 g

Número de Avogadro y Masa Molar Número de Avogadro N A = 6,0221415x10 23 6,022x10 23

4 Número de Avogadro y Masa Molar Número de Avogadro N A = 6, x ,022x10 23 Significado? e importancia Corresponde al número de átomos de carbono en 12g de carbono

5 Número de Avogadro y Masa Molar El Mol Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en exactamente 12g de del isótopo de carbono 12 1 mol de átomos = 6,022x10 23 átomos 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una masa de 12g y contiene 6,022x10 22 átomos de carbono

6 Número de Avogadro y Masa Molar La Masa Molar 1 mol de átomos de carbono-12 que contiene 6,022x10 23 átomos de carbono tiene una masa de 12g La masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia 1 mol de átomos de carbono = 12g Similitud con la masa atómica

Número de Avogadro y Masa Molar La Masa Molar Masa molar de carbono (M): Masa molar del oxígeno (M): Masa molar de Sodio (M): 1 mol de átomos de carbono = 12,01g 1 mol

7 Número de Avogadro y Masa Molar La Masa Molar Masa molar de carbono (M): Masa molar del oxígeno (M): Masa molar de Sodio (M): 1 mol de átomos de carbono = 12,01g 1 mol de átomos de oxígeno = 15,99g 1 mol de átomos de sodio = 22,99g Importancia? MASA DEL ELEMENTO (m) NÚMERO DE MOLES DEL ELEMENTO (n) NÚMERO DE ÁTOMOS DE UN ELEMENTO (N)

8 Número de Avogadro y Masa Molar La Masa Molecular Suma de las masas atómicas en una molécula Ejemplo: H 2 O Masa Molecular = 2 1,008uma + 16,00uma Masa atómica correspondiente a los átomos de hidrógeno Masa atómica correspondiente al átomo de oxígeno La masa molar de un compuesto es numéricamente igual a la masa molecular

9 Ejemplo Calcule la masa molar de las siguientes especies: a) Li2CO3 b) KNO3 c) NH4NO3 d) C2H5OH

10 Ejemplo 1.Cuantos gramos de Au hay en 15,3 moles de Au 2. Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en g de C2H6? 3.Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g de azúcar glucosa (C6H12O6)

11 Composición porcentual de los compuestos Composición porcentual de masa Porcentaje de masa de cada elemento presente en un compuesto Composición de cada elemento = n masa molar del elemento masa molar del compuesto x100 Donde: n=número de moles de un elemento determinado

12 Ejemplo Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3) como anestésico de inhalación a pesar de ser también una sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Calcule la composición porcentual en masa de este compuesto.

13 Determinación de la fórmula empírica Seguir los pasos: 1 Se obtienen los gramos de cada elemento a partir de sus porcentajes 2 Se convierten los gramos a moles para cada sustancia Si no se tiene la masa del compuesto, se utiliza una base de cálculo de 100g para determinar las masas individuales a partir de su composición. 3 Divide entre el número de moles más pequeños 4 Cambiar los subíndices a números enteros

14 Ejemplo La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C:44.4%; H: 6.21%; S: 39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica.

15 Determinación de la fórmula molecular Se debe conocer: Fórmula empírica del compuesto Masa molar del compuesto La masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su formula empírica.

16 Ejemplo El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Está formado por C, H, N y O. Determine la composición porcentual de oxígeno y la fórmula empírica, a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8% de C, 2.50% de H y 11.6% de N. Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es aproximadamente de 120 g?

18 Reacciones químicas y ecuaciones químicas Reacción Química Ecuación Química Proceso en el que una sustancia cambia para formar una o más sustancias diferentes. Utiliza símbolos químicos para mostrar que sucede durante una reacción química. Reactivos Productos Sustancias iniciales en la reacción Sustancias formadas como resultados de la reacción

19 Balanceo de ecuaciones químicas KClO 3 KCl + O 2 Paso 1. Identificar reactivos y productos KClO 3 KCl + O 2 Reactivos Productos

20 Balanceo de ecuaciones químicas Paso 2. Conteo de átomos de cada especie presente y se identifican las especies desiguales KClO 3 KCl + O 2 REACTIVOS PRODUCTOS Elemento átomos Elemento átomos K 1 K 1 Cl 1 Cl 1 O 3 O 2

21 Balanceo de ecuaciones químicas Paso 3. Se pueden cambiar los coeficientes pero no los subíndices para ajustar las especies desiguales 2KClO 3 2KCl + 3O 2 Reactivos átomos Productos átomos K 2 K 2 Cl 2 Cl 2 O 6 O 6 Estos no se pueden modificar Balancee la siguiente reacción: Al OH 3 + H 2 SO 4 Al 2 SO H 2 O

22 Ejemplos Balancee las siguientes ecuaciones químicas

23 Cantidad de reactivos y productos Estequiometria Se utiliza método mol Estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química Cada coeficiente estequiometrico en una reacción puede ser interpretada como los moles de una sustancia. Las razones de proporción entre las especies que participan en la reacción permanecen constantes

24 Cantidad de reactivos y productos Se utiliza método mol Cada coeficiente estequiometrico en una reacción puede ser interpretada como los moles de una sustancia. Las razones de proporción entre las especies que participan en la reacción permanecen constantes

25 Factores estequiometricos, factores de conversión Cantidad de reactivos y productos Para la reacción: N 2 g + 3H 2(g) 2NH 3(g) Se lee como: 1 mol de N 2 se combina con 3 moles de H 2 para formar 2 moles de NH 3 Se requiere 1 mol de N 2 para formar 2 moles de NH 3 1 mol N 2 2 mol NH 3 Se requiere 3 mol de H 2 para formar 2 moles de NH 3 Se requiere 1 mol de N 2 para reaccionar con 3 moles de H 2 3 mol H 2 2 mol NH 3 1 mol N 2 3 mol H 2

26 Cantidad de reactivos y productos Método general para resolver problemas Escribir las ecuaciones balanceadas Convertir cantidades conocidas a moles utilizando las masas molares Utilizar relación molar de la ecuación balanceada para calcular moles de la sustancia deseada Convertir los moles calculados a gramos o la unidad solicitada

27 Ejemplo El tetracloruro de silicio SiCl4 se puede preparar por calentamiento del Si en cloro gaseoso de acuerdo con el siguiente proceso: Si (s) + 2Cl 2(g) SiCl 4(l) En una reacción se producen 1,98 moles de SiCl4. Determine los gramos de cloro molecular y silicio que se utilizaron en la reacción.

28 Ejemplo La nitroglicerina es un compuesto orgánico, que se obtiene mezclando ácido nítrico concentrado, ácido sulfúrico y glicerina, a temperatura ambiente se presenta como líquido y debido que es altamente explosivo es muy sensible al movimiento por lo que su manipulación es difícil. Cuando la nitroglicerina cuya fórmula está dada por C 3 H 5 N 3 O 9 es detonada lo que ocurre es una reacción representada por la siguiente ecuación: 4C 3 H 5 N 3 O 9 l 12CO 2 g + 6N 2 g + O 2 g + 10H 2 O(g) Si para una determinada prueba se detonan 3,00mL de nitroglicerina cuya densidad es de ρ = 1,592g/mL. Determine cuantos moles de dióxido y cuantos gramos de nitrógeno gaseoso se producen luego de la detonación.

29 Ejemplo Considere la combustión del monóxido de carbono (CO) en oxígeno gaseoso: Si la reacción se inicia con 3,60 moles de CO, calcule el número de moles de CO2 que se producen si hay suficiente oxígeno para reaccionar con todo el CO.

30 Ejemplo La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva (CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1,0 kg de piedra caliza.

31 Cantidad de reactivos y productos Reactivo Limitante Es el reactivo que se consume primero en la reacción y la cantidad de producto máxima que se puede formar esta limitada por este reactivo. SE CONVIERTEN A MOLES LAS CANTIDADES DE REACTIVOS DADAS SE REALIZAN CALCULOS INDIVIDUALES DE CUANTO SE FORMARIA DE PRODUCTO AL REACCIONAR CADA REACTIVO COMPLETAMENTE SE COMPARAN LOS RESULTADOS DE PRODUCTO Y CON EL REACTIVO QUE SE OBTENGA EN MENOR CANTIDAD DICHO PRODUCTO ES EL LIMITANTE

32 Ejemplo

33 Ejemplo El burbujeo que produce una tableta de Alka-Seltzer al disolverse en agua se debe a la reacción entre bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) y ácido cítrico (H 3 C 6 H 5 O 7 ), tal como lo muestra la siguiente ecuación química. 3NaHCO 3 ac + H 3 C 6 H 5 O 7 ac 3C0 2 g + 3H 2 O l + Na 3 C 6 H 5 O 7(ac) Si en una determinada prueba de laboratorio se ponen a reaccionar 1,00g de bicarbonato de sodio y 1,00g de ácido cítrico. Determine lo siguiente: Quién es el reactivo limitante? Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen luego de la reacción? Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después de que se consume el reactivo limitante?

34 Cantidad de reactivos y productos Rendimiento de la reacción Describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico de la reacción %rendimiento = Rendimiento real Rendimiento teórico x100% Rendimiento real: Cantidad de producto que se obtiene realmente de la reacción siempre es menor que el teórico. Rendimiento Teórico: Determinada por el reactivo limitante y es la máxima cantidad de producto que se puede obtener en la reacción

35 Ejemplo

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