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Masa atómica, molecular y estequiometria Leslie Díaz Jalaff

MASA ATÓMICA DE UN ELEMENTO UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u.m.a)

1 u.m.a. = 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12 en su estado fundamental

Ciencia de Materiales I, 2016

MASA ATÓMICA DE UN ELEMENTO UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u.m.a)

Masa atómica: Cociente que resulta de dividir la masa de un átomo de un elemento entre la doceava parte de la masa del isótopo de carbono-12.

Por ejemplo, cuando se dice que la masa atómica del cloro es 35,45 lo que se quiere expresar es que un átomo de cloro tiene 35,45 veces la masa de la doceava parte del isótopo de carbono-12. Helio (He) = 4 u.m.a. ⇒ un átomo de He tiene 4 veces la masa de la doceava parte del isótopo de carbono-12. Sodio (Na) = 23 u.m.a. ⇒ un átomo de Na tiene 23 veces la masa de la doceava parte del isótopo de carbono-12.

Ciencia de Materiales I, 2016

MASA MOLAR

¿Qué tiene mayor masa una docena de aceitunas o una docena de naranjas?

El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12.00 gramos de 12C

1 mol = = 6.0221367 x 1023 NA (número de Avogadro) Ciencia de Materiales I, 2016

MASA ATÓMICA Masa atómica es la masa de 1 mol de unidades (g)

1 mol 12C átomos = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g 1 12C átomo = 12.00 uma 1 mol 12C átomos = 12.00 g 12C 1 mol átomos de litio (Li) = 6.941 g de Li

Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos) Ciencia de Materiales I, 2016

Masa atómica promedio (6.941)

Metales

Metaloides

No metales

Ciencia de Materiales I, 2016

Masa molecular (o peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula.

1S

SO2

2O SO2

32.07 uma + 2 x 16.00 uma 64.07 uma

Para cualquier elemento masa molecular (uma) = masa molar (gramos) 1 molécula SO2 = 64.07 uma 1 mol SO2 = 64.07 g SO2 Ciencia de Materiales I, 2016

EJERCICIOS

1. ¿Cuál es la masa molecular del CH4? ¿Cuántos moles y moléculas hay en 80 g de CH4? 2. La masa de una aspirina (C9H8O) es de 0,5 g. ¿Cuántas moléculas de aspirina hay en un comprimido? 3. En la respiración, una persona adulta emite 27 moles de CO2 al día. Calcular la masa y el número de moléculas que representa esa cantidad.

Ciencia de Materiales I, 2016

FORMULAS MOLECULARES Y EMPÍRICAS Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en el compuesto

Fórmula Molecular

Compuesto Peróxido de hidrógeno

H2O2

Hidrazina

N2H4

Agua

H2O

Glucosa

C6H12O6 Ciencia de Materiales I, 2016

FORMULAS MOLECULARES Y EMPÍRICAS La fórmula empírica indica los elementos presentes y la relación mínima (en números enteros) entre ellos.

Fórmula Molecular

Empírica

H2O2

HO

Hidrazina

N2H4

NH2

Agua

H2O

H2O

Glucosa

C6H12O6

CH2O

Compuesto

Peróxido de hidrógeno

Ciencia de Materiales I, 2016

FORMULAS MOLECULARES Y EMPÍRICAS EJEMPLO: Encuentre la fórmula empírica, dada las fórmulas moleculares siguientes:

Compuesto

Fórmula Molecular

Empírica

sacarosa

C12H22O11

C12H22O11

cafeína

C8H10N4O2

C4H5N2O

benceno

C6H6

CH

Amoniaco

NH3

NH3

Ciencia de Materiales I, 2016

INTRODUCCIÓN 4. FORMULA QUÍMICA

RELACION ENTRE EMPERICA

FORMULA

MOLECULAR

Y

M FM = X (M FE)

Ciencia de Materiales I, 2016

FORMULA

COMPOSICIÓN PORCENTUAL 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 2 x (12.01 g) x 100% = 52.14% 46.07 g 6 x (1.008 g) %H = x 100% = 13.13% 46.07 g 1 x (16.00 g) %O = x 100% = 34.73% 46.07 g

%C =

C2H6O

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% Ciencia de Materiales I, 2016

Determinación de la fórmula empírica a partir de la composición porcentual La vitamina C está formada por 40.92 % de C, 4.58 % de H y 54.50 % de O. Determine su formula empírica. 1 mol C 12.01 g C

nC = 40.92 g C x

1 mol H nH = 4.58 g H x 1.008 g H nO = 54.50 g O x

1 mol O 16.00 g O

Ciencia de Materiales I, 2016

= 3.407 mol C

= 4.54 mol H

= 3.406 mol O

Determinación de la fórmula empírica a partir de la composición porcentual nC = 3.407,

nH = 4.54,

C3.407 H4.54 O3.406 C:

3.407 3.406

nO = 3.406 Multiplicar los coeficientes de CH1.33 O hasta obtener enteros

~~ 1

H:

4.54 3.406

O:

3.406 ~ ~1 3.406

= 1.33

C3H4O3 FÓRMULA EMPIRICA ¿Cómo sería la fórmula molecular si se sabe que el PM= 176 g/mol?

La fórmula de la vitamina C, sería CH1.33 O Ciencia de Materiales I, 2016

Ejercicio: Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene la siguiente composición porcentual en masa: K= 24,75%, Mn= 34,77% y O = 40,51%

Ciencia de Materiales I, 2016

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Reacción química

Proceso en el que una sustancia cambia para formar una o más sustancias nuevas

Ecuación química

Utiliza símbolos químicos para demostrar qué sucede durante una reacción

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REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS Escritura de las ecuaciones químicas

REACCIONA CON

2 H2

+

PRODUCE

O2

 2 H2O

EL HIDRÓGENO MOLECULAR REACCIONA CON EL OXÍGENO MOLECULAR PARA PRODUCIR AGUA

REACTIVOS

PRODUCTOS Ciencia de Materiales I, 2016

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS Cómo “leer” las ecuaciones químicas

2 Mg + O2

2 MgO

2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 moléculas de MgO 2 moles Mg + 1 moles O2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO

NO ES

2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce 2 g de MgO Ciencia de Materiales I, 2016

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O DE LAVOISIER. «En toda reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de los productos resultantes de la reacción. Lavoisier, trabajando con recipientes herméticamente cerrados pudo comprobar que la masa se conservaba en cualquier reacción química.

2 𝐻2(𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐻2 𝑂 2•(2,02 g) 32 g

2•(18,02 g)

36,04 g

36,04 g

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REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Balanceo de ecuaciones químicas

A +

B

 C + D

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad. Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices

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REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O

+

N2O5



NHO3

Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O) Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno

H2O

+

N2O5



2NHO3

Nitrógeno 2 Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) 2 Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3) Oxigeno 1 oxígeno en el agua (H2O) 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) = 6 Oxígenos Igualdeque (2 NHO Ciencia Materiales I, 20163)

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico Este método esta basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben considerar los siguientes puntos 1. A cada formula de la ecuación se le asigna una letra y a la flecha de reacción el signo de igual.

AFe

+



B O2

C Fe 2O3

2. Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica Para el Hierro Para el Oxígeno

A = 2C 2B = 3C

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REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico 3. Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C Por lo tanto si

C=2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos: A=4 B=3 C=2

4Fe A

+

3O2 B Ciencia de Materiales I, 2016



2Fe 2O3 C

Estequiometría Es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química. La definición etimológica de la palabra estequiometría es de raíces griegas. Estoicheión = elemento o sustancia Metría = medición Lo cual nos da a entender que la estequiometría se encarga de la medición de las sustancias que participan en una reacción química

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MÉTODO DEL MOL

Masa de reactivo

Masa de reactivo

Moles de reactivo

Moles de producto

Moles de reactivo

Moles de producto

Moles de reactivo

Moles de producto

Masa de producto

1. Escriba la ecuación química balanceada.

2. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles. 3. Use los coeficientes en la ecuación balanceada para calcular el número de moles de la cantidad buscada. 4. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas. Ciencia de Materiales I, 2016

RECORDAR Cómo “leer” las ecuaciones químicas

2 Mg + O2

2 MgO

2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 moles O2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO NO ES

2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce 2 g de MgO Ciencia de Materiales I, 2016

El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación:

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce? Moles teóricos

2CH3OH + 3O2 2 moles 3 moles

Gramos exp.

209 g

Moles exp.

6,5 mol

2CO2 + 4H2O 2 moles 4 moles

4 mol H2O 1 mol CH3OH = 6,5 mol CH3OH x 209 g CH3OH x 2 mol CH3OH 32.0 g CH3OH =13 mol H2O x

18g H2O 1mol H2O

= 234 g H2O

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Reactivos limitantes Antes del inicio de la reacción

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

Después de completada la reacción

6 verdes agotados 6 rojas sobre la izquierda

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¿Qué son los reactivos limitantes? En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe Calcular la masa de Al2O3 formada. g Al mol Al mol Fe2O3 necesitado g Fe2O3 124 g Al x

mol Fe2O3 1 mol Al 27.0 g Al

x

g Fe2O3 necesitado

mol Al necesitado

1 mol Fe2O3 2 mol Al

160. g Fe2O3 = x 1 mol Fe2O3

g Al necesitado 367 g Fe2O3

Comienza con necesita 367 g Fe2O3 124 g Al Tiene más Fe2O3 (601 g)deasí elI, Al Ciencia Materiales 2016 es reactivo limitante

Use el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de producto que se puede formar. g Al

mol Al

mol Al2O3

2Al + Fe2O3 124 g Al x

1 mol Al 27.0 g Al

x

1 mol Al2O3 2 mol Al

g Al2O3

Al2O3 + 2Fe 102. g Al2O3 = x 1 mol Al2O3

Ciencia de Materiales I, 2016

234 g Al2O3

El Cantidad teórica se refiere al producto que resultaría si todo el reactivo limitante reaccionara. El Cantidad real se refiere al producto que realmente se obtiene en una reacción química. Cantidad real (g)

% Rendimiento =

Cantidad teórico (g)

Ciencia de Materiales I, 2016

x 100

Del ejercicio realizado anteriormente, Determinar el rendimiento real, si el rendimiento teórico fue de un 85%. Cantidad real (g) x 100 % Rendimiento = Cantidad teórico (g)

Ciencia de Materiales I, 2016

Del ejercicio realizado anteriormente Determinar el rendimiento real si el rendimiento fue de un 85%.

Cantidad real (g) x 100

% Rendimiento = Cantidad teórica (g)

% 85 =

Cantidad real

234 g

x 100

198,9 g de Al2O3 experimentales Rendimiento real Ciencia de Materiales I, 2016