2 H

PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
ESCALA DE MASA ATÓMICA
9En el siglo XIX se sabía que los átomos que formaban las
sustancias tenían diferentes masas.
9Por ejemplo: 100 g de agua contiene 11.1 g de hidrógeno y
88.9 g de oxígeno. Por tanto el agua contiene 8 veces más, en
masa, de oxígeno que de hidrógeno (88.9/11.1 = 8)
9Cuando se supo que el agua tiene dos átomos de hidrógeno
por uno de oxígeno se concluyó que un átomo de oxígeno
pesa 16 veces más que uno de hidrógeno.
9Arbitrariamente se asigno al átomo de hidrógeno (el mas
ligero) la masa relativa de 1 (sin unidades) y las masas
atómicas de los otros se determinaron relativas a él. En el
caso del oxigeno seria 16.
9Hoy en día se puede determinar la masa atómica
individualmente con gran exactitud con lo cual se sebe que el
átomo de hidrogeno tiene una masa de 1.6735x10-24 g =
1.008 u.m.a
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
MASA ATÓMICA PROMEDIO. PESO ATÓMICO
- La mayor parte de los elementos están presentes
en la naturaleza como mezclas de isótopos.
(Isótopos = átomos de un mismo elemento que
difieren en el número de neutrones y por tanto en
su masa)
- Se puede determinar la masa atómica promedio
de un elemento a partir de las masas de sus
diversos isótopos y de sus abundancias relativas.
- Por ejemplo: el carbono se compone de un
98.892% de 12C y de 1.109% de 13C. Si las masas
de estos isótopos son 12 uma y de 13.00335 uma,
respectivamente,
la
masa
promedio
seria:
(0.98892)(12 uma) + (0.01108)(13.00335 uma) =
12.011 uma.
La masa atómica promedio de cada elemento
(expresada en uma) se denomina también peso
atómico.
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
PESO MOLECULAR
El peso molecular de una sustancia es la suma
de los pesos atómicos de cada uno de los
átomos de sus formula química.
Por ejemplo: el ácido sulfúrico tiene un peso
molecular de 98.0 uma.
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE UN COMPUESTO.
Es el porcentaje de la masa que corresponde a
cada elemento del compuesto:
(átomos
del
elemento)(PA)/(PM
del
compuesto) x 100
Por ejemplo: calcular la composición porcentual
de C12H22O11.
%C = 12(12.0 uma)/342 uma x 100 = 42.1%
%H = 22(1.0 uma)/342 uma x 100 = 6.4%
%O = 12(16.0 uma)/342 uma x 100 = 51.5%
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
Es la cantidad de materia que contiene tantos
objetos (átomos, moléculas o iones) como átomos
hay en exactamente 12 g de 12C. Y estos átomos
son el número de Avogadro 6.023x1023 (N).
Por ejemplo:
1 mol de átomos de 12C = 6.023x1023 C de átomos
1 mol de moléculas de H2O = 6.023x1023 H2O de
mole
1 mol de iones NO3- = 6.023x1023 iones de NO3-
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
INTERCONVERSIÓN DE MASAS, MOLES Y
NÚMEROS DE PARTICULAS
GRAMOS
Usar pm
MOLES
Un número de
Avogrado
MOLÉCULAS
PESOS ATÓMICOS Y MOLECULARES
Por ejemplo:
9 Calcule el número de moles de glucosa C6H12O6
que hay en 5.380 g de esta sustancia
Moles =
5.380/180.0 =
0.02989 mol
9 Calcule la masa, en gramos, de 0.433 moles de
nitrato de calcio.
Gramos = 0.433 x 164.1 = 71.05 g
9 ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g?
Moléculas = 5.23/180.0 x N = 1.75x1022 moléculas
TIPOS DE FÓRMULAS
Empírica.- Indica el número relativo de los átomos de cada
elemento que contiene una molécula.
Molecular.- Indica el número exacto de átomos de cada
especie existentes en la molécula.
Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado por
moléculas con dos átomos de H y dos de O.
Su fórmula molecular es H2O2.
Su fórmula empírica es HO.
TIPOS DE FÓRMULAS
Cálculo de la fórmula empírica.
9Supongamos que partimos de 100 g de sustancia.
9Si dividimos el % de cada átomo entre su masa atómica
(A), obtendremos el nº de moles (átomos-gramo) de
dicho átomo.
9La proporción en moles es igual a la que debe haber en
átomos en cada molécula.
9Posteriormente, se divide por el que tenga menor nº de
moles.
9Por último, si quedan números fraccionarios, se
multiplica a todos por un mismo nº con objeto de que
queden números enteros.
TIPOS DE FÓRMULAS
Cálculo de la fórmula empírica.
% en masa
de elementos
Fórmula
empírica
Suponer muestra
de 100 g
Calcular relación
molar
Gramos de cada
elemento
Usar pesos
atómicos
Moles de cada
elemento
TIPOS DE FÓRMULAS
Cálculo de la fórmula empírica.
Ejemplo: Calcular la fórmula empírica de un compuesto
orgánico cuya composición centesimal es la siguiente:
34’8 % de O, 13 % de H y 52’2 % de C.
34,8 g
13 g
———— = 2,175 mol O; ———— = 13 mol H
16 g/mol
1 g/mol
52,2 g
———— = 4,35 mol C
12 g/mol
Dividiendo todos por el menor (2,175) obtenemos
1 mol de O, 6 moles de H y 2 moles de C lo que da
una fórmula empírica:
C2H6O
TIPOS DE FÓRMULAS
Cálculo de la fórmula molecular.
Ejemplo: Calcular la fórmula molecular de un
compuesto orgánico cuya composición centesimal es la
siguiente: 44,20 % de C, 5,53% de H, 8,81 % de N y
21,84% de Cl, sabiendo que su Pm es 325.
100-80.38=19.62% es oxígeno.
44.20
= 3.68 de C
12
8.81
5.53
= 0.63 de N
= 5.53 de H
14
1
21.84
19.62
= 0.61 de Cl
= 1.22
35.5
16
de O
TIPOS DE FÓRMULAS
Cálculo de la fórmula molecular.
5.53
3.68
= 9.06 ≈ 9
= 6.03 ≈ 6
0.61
0.61
0.63
= 1.03 ≈ 1
0.61
C6H9NClO2
0.61
=1
0.61
1.22
=2
0.61
Fórmula empírica
(C6H9NClO2)n
C6H9NClO2 126.5 gr/mol
(C6H9NClO2)2 o sea C12H18N2Cl2O4
C12H18N2Cl2O4
Fórmula molecular
44.20
= 3.68
12
ANÁLISIS POR COMBUSTIÓN
ANÁLISIS POR COMBUSTIÓN
Ejemplo: La combustión de 0,225 g de alcohol isopropílico
produce 0,561 g de CO2 y 0,306 g de H2O ¿Qué proporción
de cada uno de los elementos existe en la muestra?.
0,561 g de CO2 x
0,306 g de H2O x
1 mol CO2
44 g CO2
1 mol H2O
18 g H2O
x
x
1 mol C
1 mol CO2
2 moles H
1 mol H2O
x
x
12 g C
1 mol C
1,01 g H
1 mol H
0,255 g – (0,153 g + 0,0343 g)= 0,068 g de O
= 0,153 g de C
= 0,0343 g de H
ANÁLISIS POR COMBUSTIÓN
Ejemplo: La combustión de 0,225 g de alcohol isopropílico
produce 0,561 g de CO2 y 0,306 g de H2O ¿Qué proporción
de cada uno de los elementos existe en la muestra?.
0,255
100
0,255
100
0,255
100
0,153
X= 60 % de C
x
0,0343
x
X= 13,45 % de H
0,068
x
X= 26,67 % de O
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Reacción Química
“Es un proceso mediante el cual unas sustancias
(reactivos) se transforman en otras (productos de la
reacción) por la reorganización de los átomos
conformando moléculas nuevas. Para ello es
necesario que rompan enlaces en las moléculas
originales y se formen enlaces nuevos”.
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Los cambios químicos se representan en base a la
reacción química:
REACTIVOS INICIALES
PRODUCTOS FINALES
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Ajuste de reacciones. Formación del agua.
H2 + O2
H2 O
Vemos que en los reactivos hay dos átomos de
oxígeno mientras que en los productos sólo hay uno.
¿Qué tal si multiplicamos por dos la molécula de agua?
H2 + O2
2 H2O
Ahora tenemos igualdad en los átomos de oxígeno,
pero no en los de hidrógeno. De estos hay cuatro en los
productos y sólo dos en los reactivos.
¿Por qué no multiplicamos por dos el hidrógeno en los
reactivos?
2 H2 + O2
2 H2O
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Ajuste de reacciones. Formación del agua.
A los números que hemos añadido para ajustar la
ecuación se les llama coeficientes estequiométricos.
2 H2 + O2
2 H2O
nº de átomos en la molécula.
coeficiente estequiométrico(nº de moléculas)
“ las ecuaciones químicas son las representaciones
simbólicas de las reacciones reales. En ellas, el número de
átomos de cada elemento es el mismo en las sustancias
iniciales y en las finales.”
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Ajuste de reacciones. Formación del agua.
H2 + O2 Æ H2O
La representación anterior no cumple el
principio de conservación de la masa.!!!
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
2 H2 + O2 Æ 2 H2O
La representación anterior si cumple el
principio de conservación de la masa.!!!
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
CaCO3
Ca
CaO + CO2
C
O
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
9El número de átomos de cada elemento tiene que ser
igual en los reactivos y en los productos.
9Se llama ajuste a la averiguación del número de
moles de reactivos y productos.
9¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los
subíndices de las fórmulas de reactivos o productos.
9Métodos de ajuste:
•Tanteo (en reacciones sencillas).
•Algebraicamente (en reacciones más complejas)
resolviendo un sistema de
ecuaciones.
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el
método de tanteo:
a)
b)
c)
d)
e)
C3H8 + 5O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Na2CO3 + 2 HCl → 2 Na Cl + CO2 + H2O
H3PO3
PBr3 + 3 H2O → 3 HBr +
CaO + 3 C →
CaC2 +
CO
BaCl2 →
BaSO4 + 2 HCl
H2SO4 +
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
En reacción de combustión, el combustible y el
oxígeno desaparecen apareciendo otras sustancias
nuevas como las que forman la cenizas (si
quedan),humos y gases invisibles .
Combustible(C,H,O) +O2
CO2 +H2O
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
C2H6
+
O2
CO2
+ H2O
1º.-Ajustamos los átomos de hidrógeno. Ponemos el
coeficiente estequiométrico a la molécula de agua, para
ajustar estos.
C2H6 + O2
CO2 + 3 H2O
2º.-Ajustamos los átomos de carbono. Ponemos el
coeficiente estequiométrico a la molécula de dióxido de
carbono, para ajustar estos.
C2H6 + O2
2CO2 +3 H2O
3º.-Ajustamos los átomos de oxigeno. Ponemos el coeficiente
estequiométrico a la molécula de oxígeno, para ajustar estos.
C2H6 + 7/2 O2
2CO2 +3 H2O
!!ojo!!.Frecuentemente aparecen coeficientes
fraccionarios.
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
C2H6 + 7/2 O2
2CO2 +3 H2O
Para poder representarla ,eliminamos el
coeficiente fraccionario, multiplicando por
dos la ecuación:
4CO2 + 6H2O
2 C2H6 + 7 O2
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
En una reacción química las
proporciones se cumplen molécula a
molécula ,átomo a átomo y mol a
mol.
2Fe
2 molécuas
2(6.02 1023 moléculas)
2 moles
+
O2
1 molécula
6.02 1023 moléculas
1 mol
2FeO
2 moléculas
2(6.02 1023 moléculas)
2 moles
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
A
B
Masa de A
Moles de A
Moles de A
Moles de B
Moles de B
Masa de B
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Gramos de
sustancia A
Gramos de
sustancia B
Usar masa
molar de A
Usar masa molar
de B
Moles de
sustancia A
Usar
Coeficientes
de a y B de
la ecuación balanceada
Moles de
sustancia B
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Ejercicio:Se
tratan
40
g
de
oxido
de
aluminio,
con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para
que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme
sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles del ácido
que se necesitan y la masa de sulfato que se forma.
Datos(u):
Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
M (Al2O3) = 2 · 27 u + 3 · 16 u = 102 u
M [ Al2(SO4)3 ]= 2 · 27 u + 3 · (32 u + 4 · 16 u) = 342 u
Primero, ajustamos la reacción:
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O
1mol
3moles
1mol
3moles
Se transforman los moles en “g” o “l” (o se dejan en
“mol”) para que quede en las mismas unidades que
aparece en los datos e incógnitas del problema:
44.20
= 3.68
12
INFORMACIÓN DE ECUACIONES BALANCEADAS
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O
102 g
3 moles
342 g
40 g
n (mol)
m (g)
102 g 3 moles
40 g·3 mol
—— = ——— ⇒ n (mol) = ————— = 1,18 mol H2SO4
40 g n (mol)
102 g
102 g 342 g
40 g·342 g
—— = ——— ⇒ m (g) =————— = 134,12 g Al2(SO4)3
40 g m (g)
102 g
44.20
= 3.68
12
REACTIVO LIMITANTE
9Hay veces que nos dan más de una
cantidad de reactivos y/o productos.
9En estos casos, uno de los reactivos
quedará en exceso y no reaccionará todo
él.
9El otro reactivo se consume totalmente y
se denomina reactivo limitante,
limitante ya que por
mucho que haya del otro no va a reaccionar
más.
44.20
= 3.68
12
REACTIVO LIMITANTE
+
Reactivo limitante
44.20
= 3.68
12
REACTIVO LIMITANTE
Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos
y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y
no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se denomina
reactivo limitante,
limitante ya que por mucho que haya del otro
no va a reaccionar más.Limita la cantidad de producto
que puede formarse.
44.20
= 3.68
12
REACTIVO LIMITANTE
Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con
9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como
reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio
se formará? En la reacción se desprende también
hidrógeno
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH)
⇒ m(H2O) = 7,8 g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el
agua está en exceso
(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g
44.20
= 3.68
12
Rendimiento
9En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse
menor cantidad de producto dela esperada a partir de
los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
• Pérdida de material al manipularlo.
• Condiciones inadecuadas de la reacción.
• Reacciones paralelas que formas otros productos.
9Se llama rendimiento a:
Rendimiento =
Masa del prodcuto obtenido
Masa del producto teórico
x 100