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• Camila Contreras

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QUIMICA GENERAL 2020 NOS CUIDAMOS ENTRE TODOS NOS QUEDAMOS EN CASA ESTUDIAMOS QUÍMICA

MOL Un mol se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene 6,02214076 x 10 23 entidades elementales especificas. 1 mol de O ( átomo) = 6,02214076 x 10 23 átomos de O 1 mol de O2 ( molécula) = 6,02214076 x 10 23 moléculas O2 MASA MOLAR La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar H2SO4 1 mol de acido sulfúrico, para sacar la MM sumamos las masas atómicas relativas de cada uno de los mol de átomos que forma el mol de ácido sulfúrico. Masa de 1 mol de H = 1,01 masa de 1 mol de S = 32,06 masa de 1 mol de O = 16,00 ( los valores salen de la tabla periódica) las unidades son g/mol MM = (1,01 x 2) + ( 32,06) + ( 16,00 x 4) = 98,08 g/mol

Calcule la cantidad de moles de átomos y de átomos que hay en 10,02 g de Ca Primero debemos saber cuál es la masa de un mol de Ca. Nos fijamos en la tabla periódica la masa atómica de cada elemento. Así para el Ca la masa de un mol es 40,08 g

mol de átomos Ca = 10,02 g Ca x 1mol de átomos de Ca = 0,25 mol de átomos de Ca 40,08 g Ca 1 mol de átomos de Ca tiene 6,02 × 1023 átomos de Ca átomos de Ca = 10,02 g Ca × 1 mol Ca × 6,02 × 1023 átomos de Ca = 1,50 × 1023 átomos de Ca 40,08 g Ca 1 mol de Ca

FÓRMULA EMPÍRICA Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto.

FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DE LA FÓRMULA EMPÍRICA La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molar del compuesto y la fórmula empírica. La fórmula molecular de un compuesto es igual a un múltiplo entero de la fórmula empírica.

Fórmula empírica, ejemplo Un compuesto tiene la siguiente composición porcentual: K: 26,57% Cr: 35,36% y el resto de O. Calcule la fórmula empírica Considerar 100 g de muestra, entonces 26,57 g K , 35,36 g Cr y para el O: 100 – 26,57 – 35 36 = 38,07 g O Calcular los moles de cada uno K = 26,57g / 39,09 g mol-1 = 0,68 Cr= 35,36g/ 52,00 g mol-1 = 0,68 O= 38,07 g/ 16,00 g mol-1 = 2,37

Divido a todos por el menor valor para obtener una relación de números enteros K= 0,68 / 0,68= 1

Cr = 0,68 / 0,68 = 1

Multiplico para obtener un número entero K= 1 x 2 = 2 Cr = 1 x 2 = 2 Fórmula empírica es : K2Cr2O7

O = 2,37/ 0,68 = 3,5 0 = 3,5 x 2= 7

Fórmula empírica, ejemplo Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 12,78% de C ; 2,13% de H y 85,09% de Br. Sabiendo que 3,29 g de dicho compuesto equivalen a 1,05 × 1022 moléculas. Calcular su fórmula molecular. C = 12,78g / 12,01 g mol-1 = 1,06

H= 2,13 g/ 1,01 g mol-1 = 2,11

Br= 85,09 g/ 79,09 g mol-1 = 1,07

Divido a todos por el menor valor C= 1,06 / 1,06= 1

H = 2,11 / 1,06 = 2

Br = 1,07/ 1,06 = 1

formula empírica CH2Br Recordamos que

1 mol = 6,02 × 1023 moléculas = g de MM

g= 6,02 × 1023 moléculas x 3,29 g = 188,62 esta es la MM 1,05 × 1022 moléculas n = g masa molar g formula empírica

188,62 = 2 este numero lo multiplicamos por los moles de cada átomo de la fórmula 93,93 empírica C2H4Br2 formula molecular

ANÁLISIS DE COMBUSTIÓN En las reacciones de combustión, los compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metílico CH3OH, y la glucosa C6H12O6) se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O. Por ejemplo cuando el propano (C3H8) se quema la reacción de combustión es:

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) La cantidad de carbono existente se determina midiendo la cantidad de CO2 producida. Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando el H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.

Un determinado compuesto está constituido por C, O, e H. Cuando se queman 2,81 g del mismo, en presencia de exceso de oxígeno, se producen 5,75 g de dióxido de carbono y 1,76 g de agua. a) Determina la fórmula mínima de este compuesto. C? H? O? + O2 → 2,81g exceso

CO2 + H2 O 5,75g 1,76g

todo el C en la muestra será carbono que está en el dióxido de carbono PM CO2 =44g/mol . Dentro de esos 44g, 12g pertenecen al C g de C 12g C/44gCO2 x 5,75g CO2 = 1,56 g de C el H de agua proviene del H de mi muestra, si logro saber cuanto H hay en el agua sabré lo que había en mi muestra: PM del agua= 18g/mol 2 g pertenecen al H g de H = 2g H/18 g agua x 1,76 g agua = 0,19 g de H el oxígeno de la muestra en se reparte entre el dióxido y el agua y además se mezcla con oxígeno añadido. Si tengo 2,81 g de muestra menos lo que pesa el H y menos lo que pesa el C ya sé lo que pesa el O puesto que en mi muestra sólo hay C,H,O g de O= 2,81 - 1,56 - 0,19 = 1,06 g de O

Calculo los moles de cada uno y divido por el menor mol de C = 1,56 g de C/12gmol-1 =0,13/0,06 =2,1 2 mol de H = 0,19 g de H/1gmol-1 = 0,19/0,06 =3,1  3 mol de O= 1,06 g de O/16gmol-1 =0,06/0,06 =1

C2H3 O fórmula mínima

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Una Ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que sucede durante una reacción química. REACTIVOS → PRODUCTOS 2 CO(g) + O2 (g) → 2 CO2(g) donde el numero 2 representan los coeficientes estequiométricos, que se obtienen producto de realizar el balanceo de la ecuación, ya que las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa. ¿Qué hacer al escribir una reacción química?

1) Identificar reactivos y productos. 2) Escribir la ecuación química utilizando las fórmulas correspondientes 3) Balancear la ecuación química 4) Establecer las relaciones estequiométricas en mol y en gramo 5) Realizar los cálculos pedidos en el problema en cuestión

Balance por tanteo Oxido de aluminio + Acido clorhídrico → Cloruro de aluminio + Agua Al2O3 (s) + HCl (ac) → AlCl3 (ac) + H2O (l) Hay 2 mol de Al → hay 1 mol de Al Agregamos 2 en AlCl3 Al2O3 (s)

+ HCl (ac) hay 1 mol de Cl

→ 2 AlCl3 (ac) → hay 6 mol de Cl

+ 6 HCl (ac) Hay 6 mol de H

→ 2 AlCl3 (ac) →

+ 6 HCl (ac)

→ 2 AlCl3 (ac)

+ H2O (l)

Agregamos 6 en el HCl Al2O3 (s)

+ H2O (l) hay 2 mol de H

Agregamos 3 en el H2O Al2O3 (s)

Contamos los O de cada lado y nos da bien...

+ 6 H2O (l)

Calculo estequiométrico, ejemplo: El sulfuro ferroso reacciona con el acido clorhídrico para da cloruro ferroso y acido sulfhídrico. Calcula la masa de ácido sulfhídrico que sé obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de sulfuro de ferroso escribimos la ecuación química FeS (s) + HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2S (g) balanceamos relación molar relación en g

FeS (s) + 2 HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2S (g) 1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 87,91 36,46 x 2 126,75 34,10

Calculamos cuantos g H2S se obtienen con 175,7 g FeS

Tenemos en cuenta que con 87,91 g de FeS se obtienen 34,10 g H2S, esto lo vemos em la realcion en g g H2S = 175,7 g FeS x 34,10 H2S = 68, 15 g H2S 87,91 FeS

PUREZA La mayor parte de las sustancias empleadas en el laboratorio no tiene pureza del 100% generalmente se hallan mezcladas con impurezas, es por ello que a la hora de hacer cálculos se debe tener en cuenta que solo reacciona la parte del total que es pura. Por ejemplo. El rótulo de un reactivo indica que la pureza del mismo es de 80 % p/p. Esto nos indica que cada 100 g de reactivo solo 80 g son puros.

Pureza, ejemplo El acido clorhídrico reacciona con el hierro para dar cloruro férrico e hidrógeno. Calcular la cantidad de ácido clorhídrico del 90% que se necesitan para obtener 100 g de cloruro férrico

Balance relación molar relación en g

HCl + Fe → FeCl3 + H2 6 HCl + 2 Fe → 2 FeCl3 + 3 H2 6 mol 2 mol 2 mol 3 mol 36,46 x 6 55,85 x 2 162,2 x 2 2,02 x 3

gHCl = 100g FeCl3 x 218,76gHCl = 67,42g esto es puro 324,4g FeCl3 g frasco = 67,24 g puros x 100 g frasco = 74,71g 90 g puros

REACTIVO LIMITANTE Es aquel reactivo que se consume por completo en una reacción química y limita la cantidad de producto formado. El reactivo en exceso es aquel que se encuentra en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Reactivo limitante, ejemplo El cobre relaciona con el ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, sulfato cúprico y agua. Si tenemos 25 g se cobre y 50 g de acido sulfúrico, calcular cuanto sulfato cúprico se formará. H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + H2O balance 2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + 2 H2O relación molar 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol 2 mol relación en g 2x 98,08 63,54 64,06 158,9 28,02 x2 Calculamos a cuántos moles equivalen los g de Cu y de H2SO4 25 g Cu x 1 mol Cu = 0,39 mol Cu 50 g H2SO4 x 1 mol H2SO4 = 0,51 mol H2SO4 63,54 g Cu 98,08 g Analizamos la relación molar que sabe de la ecuación balanceada y lo comparamos con la relación de mol que nos da de dato el problema 2 H2SO4 = 2 quiere decir que 2 mol de acido reaccionan con 1 mol de Cu 1 Cu 1 0,51 H2SO4 = 1,31 quiere decir que tenemos 1,31 mol de acido para reaccionar con 1 mol de Cu 0,39 Cu 1 Como la cantidad de ácido no es la sucifiente comparada con la reaci+on estquiométrica, el reactivo limitante es H2SO4 Con el reactivo limitante calculamos cuanto CuSO4 se forma usando los datos de la relacion en g de la ecuación balanceada g CuSO4 = 50 g H2SO4 x 158,9 g CuSO4 = 42,68g CuSO4 186,16 g H SO

RENDIMIENTO Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento. El Rendimiento teórico es la cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción. La cantidad de producto que realmente se ha formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad Rendimiento de la reacción  rendimiento teórico ¿Por qué sucede esto? es posible que no todos los reactivos reaccionen es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible por razones operativas Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así: Rendimiento de la reacción % de Rendimiento = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ × 100 Rendimiento teórico

Rendimiento, ejemplo El ácido bromhídrico reaccionan con el ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, bromo y agua. Si reaccionan 3 moles de H2SO4, calcular la masa de Br2 formados, sabiendo que la reacción tiene un rendimiento del 90 %. H2SO4 + HBr → SO2 + Br2 + H 2O balance H2SO4 + 2 HBr → SO2 + Br2 + 2 H 2O Relación molar 1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol relación en g 98,08 2x 80,91 64,06 159,8 2 x18,02 Calculamos cuanto Br2 obtiene si la reacción tuviera un rendimiento del 100 % g Br2 = 3 mol H2SO4 x 159,8 g Br2 = 476,4 g Br 1 mol H2SO4 % rendimiento= rendimiento real x 100 Rendimiento teórico El rendimiento teórico es 476,4 entonces despejamos rendimiento real de la formula 90 x 476,4 = 428,8 g 100

Al mezclar hidróxido de sodio con nitrato de cobre (II) se forma hidróxido cúprico y nitrato de sodio. a) Calcula la masa de hidróxido de cobre (II) que se formará al mezclar 20 g de hidróxido de sodio con 25 g de nitrato de cobre (II) b) Calcular el rendimiento de la reacción si se obtienen 11,9 g de Cu(OH)2 Cu(NO3)2 + NaOH →

Cu (OH)2 +

NaNO3

Cu(NO3)2 + 2 NaOH →

Cu (OH)2 +

2 NaNO3

Cu(NO3)2 25g / 187,56g/mol = 0,13 mol 1 mol Cu(NO3)2 0,5 2 mol NaOH

NaOH= 20/ 40,0 g/mol = 0,5 mol 0,13 mol Cu(NO3)2 0,5 mol NaOH

Reactivo limitante Cu(NO3)2 g Cu(OH)2 = 25 g Cu(NO3)2 x 97,55 g Cu(OH)2 = 13,0 g 187,56g Cu(NO3)2 % R = 11,9 x 100 = 91,5% 13

= 0,26