UNIDAD 3

Masa atómica

masa atómica(m. a.), es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica.

Masa molecular

Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma).

Mol

Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono. También se llama Número de Avogadro. Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23 moléculas de etanol.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

                                

• NÚMERO DE AVOGADRO

Los átomos son demasiado pequeños para permitir medidas   significativas   de   sustancias   químicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los científicos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos. Este número es llamado número de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el número de átomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.

¿COMO CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTO?

1. Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl

2. Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

3. Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

PASOS PARA CALCULAR MOLES:

1.    Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.

2.   Encuentra el elemento en la tabla periódica.

3.   Anota el peso atómico del elemento. Por lo general, éste es el número que se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del compuesto.

4.   Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción 1/masa molar. Esto es 1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto como una fracción del número de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles”.

5.   Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número de moles de tu elemento o compuesto. Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes 0,1111 moles de H20.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL:

EJEMPLO:

Calcule la composición porcentual Ni2(CO3)3  (carbonato de Níquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

Ni	2 x 58.69 =	117.38
C	3 x 12.01 =	36.03
O	9 x 16 =	144 +
		297.41 g

2) Calculamos el porcentaje de cada element

% O =

144 297.41

x  100

= 48.42 %

% C =	36.03 297.41	x  100	= 12.11%
% Ni =	117.38 297.41	x  100	= 39.47%

Una forma de comprobar si es correcta la composición porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro

39.47 +

12.11 +

48.42

= 100

Ejemplo: 

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.

Ejemplo: 

El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de  H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?¿Cuál es su fórmula molecular?

PASO 1

Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos.

En 100 g de propileno hay:	C 1 x 12.01 =	12.01
14.3 g de H	H 2 x 1.01 =	2.02 +	n =	42.00 14.03	= 2.99 3
85.7 g de C		14.03

PASO 2

Convertir los gramos a moles.

14.3  g H

(

1 mol de H 1.01 g H

)

=14.16 mol H

85.7 g de C

(

1 mol de C 12.01 g C

)

=7.14 mol C

PASO 3

Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los números obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero.

H

14.6 7.14

= 2.04

C

7.14 7.14

= 1.0

PASO 4

Obtener la masa molar de la fórmula empírica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este número conocido "n" (unidades de fórmula empírica) se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

 "Los Decimales de .0 y .9 se aproximan al entero más cercano."

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

A la representación simbólica de las reacciones se les denomina ecuaciones químicas.

Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por una flecha.

Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

MÉTODO TANTEO

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo

Pasos a seguir:

 - Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

 - Si existe mayor cantidad de átomos de x  elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último oxígeno.

MÉTODO ALGEBRAICO

Es un proceso matemático que consiste en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Método Algebraico

Ejercicio:

1. Escribir la ecuación de forma correcta.

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

2. Si la ecuación tiene paréntesis se eliminan.

Ca3P2O8 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

3. Asignar de forma arbitraria una literal a cada formula, generalmente se usan las primeras letras del alfabeto (mayúsculas, es decir, A, B, C, D, etc.).

Ca3P2O8 + SiO2 + C → CaSiO3 + P4 + CO

A + B + C → D + E + F

4. Se plantea una ecuación por cada uno de los elementos presentes en la ecuación, se realiza poniendo tantas veces la literal como cantidad del elemento en cuestión. La flecha de reacción se cambia a singo =.

Para el Ca 3A = D …………………… (Ecuación 1)

Para el P 2A = 4E …………………… (Ecuación 2)

Para el O 8A + 2B = 3D + F …………………… (Ecuación 3)

Para el Si B = D …………………… (Ecuación 4)

Para el C C = F …………………… (Ecuación 5)

5. Asignar un valor a la literal que aparezca en la mayoría de las ecuaciones (el que uno quiera).

A = 2

6. Sustituir ese valor, en las otras ecuaciones iniciando por la más sencilla. Con este proceso se determinan los valores de las otras literales.

En la ecuación 1, tenemos, 3(2) = D; D=6

En la ecuación 2, tenemos, 2(2) = 4E; 4 = 4E; E=1

En la ecuación 3, tenemos, 8(2) + 2(6) = 3(6) + F; 16 + 12 = 18 + F; 16 + 12 – 18 = F; F=10

En la ecuación 4, tenemos, B = (6); B=6

En la ecuación 5, tenemos, C = (10); C=10

A=2, B=6, C=10, D=6, E=1, F=10

7. Se toman los valores obtenidos y se traspasan a la ecuación.

2Ca3P2O8 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

8. Si se tienen que disminuir los valores, y si no se puede ya, ya no hacer nada.

9. Si la ecuación se tuvo que hacer eliminando paréntesis, se tienen que volver a restablecer.

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

10. Verificar si los resultados coincidieron con la ecuación obtenida.

Elemento Reactivos Productos

Ca                    6                  6

P                     4                  4

O                    28               28

Si                   6                   6

C                    10                10

MÉTODO REDOX

La oxidación se refiere a:

     

La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

La pérdida de hidrógeno en una molécula

La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:

    

La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

La ganancia de hidrógeno en una molécula

La ganancia de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados:

                                   

Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación:

     

Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo

OBSERVACIONES:

  ü Observación 1: Cuando los coeficientes calculados, no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos.

  ü Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuación.

  ü Observación 3: Cuando en una misma molécula, un átomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidación y reducción se hace una resta

  ü  Observación 4: En los peróxidos la valencia del oxígeno es - 1

ESTEQUIOMETRÍA

    La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

    

   Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o re-ordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

    Reactantes →Productos

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, basándose en experimentos que llevó a cabo siendo profesor del Real Colegio de Artillería de Segovia de Segovia, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley. Se le llama materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos métodos de química analítica.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por John Dalton, es una de las leyes más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Louis Joseph Gay_Lusssac. Dice:

Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, una masa variable de uno de ellos se une a una masa fija del otro, y la primera tiene como relación números canónicos e indistintos.

Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.

REACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESO

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

  

REACTIVO LIMITANTE (R.L.)

Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y quelimita la cantidad de producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra un resto sin reaccionar.

REACTIVO EN EXCESO (R.E.)

Aquel reactivo que NO se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se consume en su totalidad.

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

Pasos:

1. Igualar la ecuación

2. Calcular UMA

3. Calcular moles

4. Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres

Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA

EJEMPLO:

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.

Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

*Sirve para determinar la eficiencia de una reacción específica.  Se obtiene del:

           Rendimiento experimental (real)    x 100

Rendimiento teórico

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

PASOS PARA CALCULAR PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento 

*PUREZA*

Algunas reacciones trabajan con sustancias puras, lo que quiere decir que hay que eliminar las impurezas sobretodo cuando se trata de sustancias minerales.  

Con frecuencia en los laboratorios  e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.

Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los reactivos con impurezas.

La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera:

SP = (SI x %Pureza)/100