Química: el estudio del cambio

Transcripción

1 Química: el estudio del cambio

2 Un elemento es una substancia que no puede ser separada en substancias más simples por medios químicos. Se han identificado en total 114 elementos Se encuentran naturalmente en la Tierra un total de 82 elementos. Por ejemplo: oro, aluminio, oxigeno, carbono. 32 elementos han sido creados por científicos, como por ejemplo: el Americio, el Polonio.

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5 Un compuesto es una substancia constituida por átomos de dos o más elementos químicos unidos en proporciones fijas definidas. Los compuestos sólo pueden ser separados en los elementos químicos que los forman mediante medios químicos. Agua (H 2 O) Glucosa (C 6 H 12 O 6 ) Amoniaco (NH 3 )

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7 Como determinaría si una muestra de materia es una mezcla, substancia pura, compuesto o elemento?

8 Los tres estados de la materia Gas Líquido Sólido

9 Los primeros descubrimientos químicos Lavoisier 1774 Proust 1799 Dalton Ley de conservación de la masa. Ley de la composición constante Teoría atómica.

10 La teoría atómica de Dalton Cada elemento se compone de partículas diminutas denominadas átomos. Los átomos no pueden ni crearse ni destruirse durante una transformación química. Todos los átomos de un elemento son semejantes. Los compuestos se forman cuando se combinan átomos de diferentes elementos.

11 Consecuencias de la teoría de Dalton Ley de las proporciones definidas: las combinaciones de elementos están en una relación de números enteros sencillos. En la formación de monóxido de carbono, 1,33 g de oxígeno se combina con 1,0 g de carbono. En la formación de dióxido de carbono, 2,66 g de oxígeno se combina con 1,0 g de hidrógeno

12 Una reacción química es un proceso en el que una o más substancias se transforman en una o más nuevas substancias

13 Una ecuación química emplea símbolos químicos para mostrar lo que ocurre en una reacción química

14 Cómo leer ecuaciones químicas 2 Mg + O 2 2 MgO 2 átomos de Mg + 1 molécula de O 2 forman 2 fórmulas unitarias de MgO 48.6 gramos de Mg gramos de O 2 forman 80.6 g MgO 2 moles de Mg + 1 mol de O2 forman 2 moles de MgO NO SE LEE 2 gramos Mg + 1 gramo O 2 forman 2 g MgO

15 Micro-mundo Átomos y moléculas Macro-mundo gramos La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) Por definición: 1 átomo 12 C pesa 12 uma En esta escala: 1 H = uma 16 O = uma

16 Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos como hay en exactamente gramos de 12 C. 1 mol = N A = x El número de Avogadro (N A ) 1 uma = 1.66 x g o 1 g = x uma La masa molar es la masa atómica o molecular expresada en gramos 1 mol de átomos 12 C = g 12 C 1 mol de átomos de litio = g de Li Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)

17 Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masas atómicas (en uma) de los elementos de una molécula. SO 2 1S 2O SO uma + 2 x uma uma Para cualquier molécula masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO 2 = uma 1 mol SO 2 = g SO 2

18 Cuántos átomos de H hay en 72.5 g of C 3 H 8 O? 1 mol C 3 H 8 O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C 3 H 8 O 1 mol C 3 H 8 O moléculas = 8 mol átomos de H 1 mol H = x átomos H 72.5 g C 3 H 8 O 1 mol C 3H 8 O x 60 g C 3 H 8 O x 8 mol átomos H x átomos H x = 1 mol C 3 H 8 O 1 mol átomos H 5.82 x átomos de H

19 La masa formular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una fórmula unitaria de un compuesto iónico. NaCl 1Na 1Cl NaCl uma uma uma Para cualquier compuesto iónico masa de la fórmula (uma) = masa molar (gramos) 1 fórmula unitaria NaCl = uma 1 mol NaCl = g NaCl

20 Pesado Ligero Ligero Pesado Ec = 1/2 x m x v 2 v = (2 x Ec/m) 1/2 F = q x v x B

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

22 Composición porcentual y fórmulas empíricas Determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en peso: % K, % Mn, % O n K = g K x 1 mol K g K = mol K n Mn = g Mn x 1 mol Mn g Mn = mol Mn n O = g O x 1 mol O g O = mol O

23 Composición porcentual y fórmulas empíricas n K = , n Mn = , n O = K : ~ Mn : = O : ~ KMnO 4

24 Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento en la menor cantidad posible en la substancia. La fórmula empírica muestra la relación más simple entre los elementos que forman el compuesto. La fórmula de un compuesto iónico es siempre igual a la fórmula empírica. Molecular H 2 O C 6 H 12 O 6 Empírica H 2 O CH 2 O N 2 H 4 NH 2 O 3 O NaCl CuSO4

25 Relaciones de masa en Química. Estequiometría Masas Atómicas Escala del carbono 12. Masas atómicas. Número de Avogadro. El mol. Conversiones mol-gramo Relaciones de masa de las fórmulas químicas. Composición centesimal Fórmula empírica. Fórmula molecular. Relaciones de masa en las reacciones. Ajuste de reacciones. Relaciones de masa en las ecuaciones.

26 Masas atómicas Escala de masa (o peso) atómica 1 H pesa x g y 16 O x g. Se define la masa del isótopo 12 C como equivalente a 12 unidades de masa atómica (umas) 1 uma = x g 1 g = x umas De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.

27 Masas atómicas y abundancia isotópica El isótopo 12 C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres isótopos en la Naturaleza: 12 C, 13 C y 14 C. La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas. Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa atómica del elemento es la media proporcional de las masas de los isótopos que lo componen: Masa atómica (umas) Abundancia (%) 35 Cl Cl Luego la masa atómica del cloro es: x x = umas

28 Número de Avogadro Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos N A, independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce como Número de Avogadro N A = x Masa atómica de H: umas Masa atómica de He: umas Masa atómica de S: umas N A = x át de H N A = x át de He N A = x át de S

29 El mol Molécula Número de Avogadro de moléculas

30 El mol Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia: Un mol de He Un mol de H 2 O x át de He x moléculas de H 2 O Un mol de CH x moléculas de CH 4 La masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia: M(H 2 SO 4 ) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2(1.0 uma) + (32.0 uma) + 4(16.0uma) = 98.0 uma Luego la masa de un mol de H 2 SO 4 es 98 gramos (98 grs/mol) M(C 6 H 12 O 6 ) = 6(12.0 amu) + 12(1.0 amu) + 6(16.0 amu) = 180 umas 180 grs/mol

31 Conversiones mol-gramo Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia: n = m M Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 )? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que 24,5 grs de H 2 SO 4 x 1 mol de H 2 SO 4 98 grs de H 2 SO 4 = 0.25 mol de H 2 SO 4

32 Composición centesimal Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % elemento = masa del elemento masa total del compuesto x 100 Ejemplo: H 2 SO 4 Masa molecular = 98 grs H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs O = 4 mol x 16 grs/mol = 64 grs S = 1 mol x 32 grs/mol = 32 grs % H = % O = % S = 98 x 100 = 2.04 % de H x 100 = 65.3 % de O x 100 = % de S

33 Fórmula empírica A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles 6.64 grs de K x 1 mol de K 39.1 grs de K = mol de K / mol K = 1 mol K /mol K 8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr 52.0 grs de Cr = mol de Cr / mol K = 1 mol Cr /mol K 9.52 grs de O x 1 mol de O 16.0 grs de O = mol de O / mol K = 3.5 mol O /mol K 1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K 2 Cr 2 O 7

34 Fórmula molecular La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C 6 H 6. CH fórmula empírica H H C C H C C H C C H H C 6 H 6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH 2 O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular. Fórmula molecular = (CH 2 O)n n = Masa CH 2 O = = 30, 180 grs/mol glucosa 30 grs de CH 2 O = 6 (CH 2 O) 6 C 6 H 12 O 6

35 Balanceo de ecuaciones químicas 1. Escriba la(s) fórmula(s) correctas para los reactivos en el lado izquierdo de la ecuación y la(s) fórmula(s) correcta(s) de los productos del lado derecho El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 2. Cambie los números antecediendo las fórmulas (coeficientes) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices. 2C 2 H 6 NO ES IGUAL A C 4 H 12

36 3. Comience balanceando los elementos que aparecen en sólo un reactivo y un producto. C 2 H 6 + O 2 2 carbonos en el lado izquierdo C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 1 carbono en el lado derecho 2CO 2 + H 2 O Comience con C o H pero no con O multiplique CO 2 por 2 6 hidrógenos en el lado izquierdo C 2 H 6 + O 2 2 hidrógenos en el lado derecho 2CO 2 + 3H 2 O multiplique H 2 O por 3

37 4. Balancee los elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 2 oxígenos en el lado izquierdo 4 oxígenos (2x2) + 3 oxígenos (3x1) = 7 oxígenos en el lado derecho 7 C 2 H 6 + O 2 2CO 2 + 3H 2 O 2 Multiplique O 2 por 7 2 2C 2 H 6 + 7O 2 4CO 2 + 6H 2 O Quite la fracción multiplicando ambos lados por 2 5. Revise que tenga el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación

38 Cantidad de reactivos y productos 1. Escriba la ecuación química balanceada. 2. Convierta cantidades conocidas de sustancias en moles. 3. Use los coeficientes estequiométricos para calcular el número de moles de la cantidad buscada. 4. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas.

39 El Metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación: 2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, qué masa de agua es producida? gramos CH 3 OH moles CH 3 OH moles H 2 O gramos H 2 O Masa molar CH 3 OH Coeficientes en la ecuación Masa molar H 2 O 209 g CH 3 OH 1 mol CH 3 OH x 32.0 g CH 3 OH x 4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH 18.0 g H 2 O x = 1 mol H 2 O 235 g H 2 O

40 Reactivo limitante 2NO + O 2 2NO 2 NO es el reactivo limitante O 2 es el reactivo en exceso

41 Reactivo limitante Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso. 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l)

42 Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante Qué sucede si existe un reactivo limitante? 2Sb (g) + 3I 2(s) 2SbI 3(s) Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I 2, cuál será el rendimiento teórico? 1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo: 1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI 3 2 mol de Sb = 1.2 mol de SbI 3 REACTIVO LIMITANTE 2.4 mol de I 2 x 2 mol de SbI 3 3 mol de I 2 = 1.6 mol de SbI 3 2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante: 1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI 3 2 mol de Sb 1005 gr SbI 3 x = 1206 g SbI 3 1 mol de SbI 3

43 Rendimiento de una reacción El rendimiento teórico es la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara. El rendimiento real es la cantidad de producto que realmente se obtiene de la reacción. Rendimiento porcentual de la reacción [%]= Resultado real Resultado teórico x 100

44 En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Calcule la masa de Al 2 O 3 que se forma. g Al mol Al moles Fe 2 O 3 necesarios g Fe 2 O 3 necesarios g Fe 2 O 3 mol Fe 2 O 3 moles Al necesarios g Al necesarios 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al 160. g Fe 2 O x 3 = 367 g Fe 1 mol Fe 2 O 2 O 3 3 Para 124 g Al necesita 367 g Fe 2 O 3 Como tiene más Fe 2 O 3 (601 g), Al es el reactivo limitante Se usa el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al 2 O 3 2 mol Al 102. g Al 2 O x 3 = 234 g Al 1 mol Al 2 O 2 O 3 3

45 Compuestos iónicos Nomenclatura química Normalmente son de un metal con un no metal Al nombre del anión (no metal), se agrega la terminación uro BaCl 2 K 2 O Mg(OH) 2 KNO 3 Cloruro de bario Óxido de potasio Hidróxido de magnesio Nitrato de potasio

46 Compuestos iónicos, metales de transición Indica con números romanos la carga en el metal FeCl 2 2 Cl - -2 entonces Fe es +2 Cloruro de hierro II FeCl 3 3 Cl - -3 entonces Fe es +3 Cloruro de hierro III Cr 2 S 3 3 S -2-6 entonces Cr es +3 (6/2) Sulfuro de cromo III

47 Compuestos moleculares HI NF 3 SO 2 N 2 Cl 4 NO 2 N 2 O Yoduro de hidrógeno Trifluoruro de nitrógeno Dióxido de azufre Tetracloruro de dinitrógeno Dióxido de nitrógeno Monóxido de dinitrógeno

48 Escritura de ecuaciones químicas Una ecuación química debe contener: Todos los reactivos Todos los productos El estado físico de las sustancias Las condiciones de la reacción CaCO 3 D CaO + CO 2 (s) (s) (g)

49 Ajuste de ecuaciones químicas Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos. CH 3 CH 2 OH + O 2 CO 2 + H 2 O 3 2 3

50 Relaciones de masa de las ecuaciones 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 - Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe reaccionan con 3 moles de O 2 para dar 2 moles de Fe 2 O 3. - Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo consumida. - Ejemplo: Cuantos moles de Fe 2 O 3 se producirán a partir de 4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe?

51 Relaciones de masa de las ecuaciones 2 Al(OH) H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 1. Cuántos moles de H 2 SO 4 se necesitan para producir 8.0 moles de Al 2 (SO 4 ) 3? 8 mol Al 2 (SO 4 ) 3 x 3 mol de H 2 SO 4 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 = 24 mol de H 2 SO 4 2. Cuántos moles de H 2 O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH) 3? 156 g Al(OH) 3 x 1 mol Al(OH) 3 6 mol de H 2 O x = 6 mol de H 2 O 78 g Al(OH) 3 2 mol Al(OH) 3

52 Relaciones de masa de las ecuaciones 3. Cuántos grs de Al(OH) 3 reaccionarán con 59 g de H 2 SO 4? 2 Al(OH) H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 59 g H 2 SO 4 x 1 mol H 2 SO 4 x 2 mol Al(OH) 3 x 78 g Al(OH) 3 98 g H 2 SO 4 3 mol H 2 SO 4 1 mol Al(OH) 3 = 31 g Al(OH) 3

53 Rendimiento Teórico La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Es una cantidad que se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las cantidades de reactivos empleadas. Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de hidróxido de aluminio? 2 Al(OH) H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 39 g Al(OH) 3 x 1 mol Al(OH) 3 x 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 x 342 g Al 2 (SO 4 ) 3 78 g Al(OH) 3 2 mol Al(OH) 3 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 Rendimiento Teórico = 85.5 g Al 2 (SO 4 ) 3

54 Rendimiento experimental. Rendimiento porcentual El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el rendimiento teórico. Rendimiento porcentual = Rendimiento experimental Rendimiento Teórico x 100

55 Problema Cuando la metil amina CH 3 NH 2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH 3 NH 2(ac) + H + (ac) CH 3 NH + 3 (ac) Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H +, se producen 2.6 g de CH 3 NH 3+. Calcular los rendimientos teóricos y porcentual. a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico: 3 g CH 3 NH 2 x 1 mol CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH g CH 3 NH + 3 x x = 3.1 g CH 3 NH 3 31 g CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH 2 1 mol CH 3 NH mol H + x 1 mol CH 3 NH mol H + x 32 g CH 3 NH mol CH 3 NH 3 + = 3.2 g CH 3 NH 3 + Rendimiento Teórico b) Se calcula el rendimiento porcentual: Rend. Porcentual = Rend. experimental Rend. Teórico x 100 = x 100 = 83.9 %