Estequometría y base de la teoría atómica
Anuncio
Capítulo 1 Estequiometría y la base de la teoría atómica 1.- La Química como ciencia 2.- Composición y propiedades de la materia 3.- Orígenes de la teoría atómica 4.- Átomo y moléculas 5.- Concepto de mol y Número de Avogadro 6.- Ecuación química y cálculos estequiométricos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.- La Química como ciencia Química es la ciencia que trata de la composición, propiedades y estructura de la materia, así como de sus transformaciones y de los cambios energéticos que las acompañan Mundo macroscópico Observaciones Mundo microscópico Átomos Moléculas Ciencia central Ciencia experimental: Método científico Ciencia dinámica Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2.- Composición y propiedades de la materia 2.1.- Materia y energía Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y tiene masa E=mc2 Ley de la conservación de la materia y la energía Einstein 1905 Energía es la capacidad de realizar un trabajo o transferir calor Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2.2.- Composición de la materia Materia Mezcla Sustancia Separación por métodos físicos Homogénea Heterogénea Compuesto Elemento Separación por métodos químicos Sustancia: forma de materia de composición definida y propiedades características. Elemento: No se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. Compuesto: formados por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en disposición y proporciones definidas. Mezcla: combinación de dos o más sustancias en la que cada sustancia conserva sus proporciones definidas. Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2.3.- Propiedades físicas y químicas Propiedades físicas Propiedades químicas Olor, color Inflamabilidad, poder reductor Cambios físicos No cambio identidad Propiedades intensivas No dependen de la cantidad de materia Densidad Cambios químicos Cambio identidad Propiedades extensivas Dependen de la cantidad de materia Masa, volumen Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2.4.- Unidades de medida Propiedad cuantitativa Número+Unidad Propiedad Unidad Abreviatura Masa Kilogramo kg Longitud Metro m Tiempo Segundo s Corriente eléctrica Amperio A Temperatura Kelvin K Intensidad luminosa Candela cd Cantidad de sustancia Mol mol Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 3.- Orígenes de la teoría atómica Demócrito (Siglo V a.C.) Toda la materia está formada por partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos John Dalton (Siglo XIX) 1.- Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos 2.- Todos los átomos de un elemento son idénticos. Los átomos de elementos diferentes son diferentes 3.- Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. La relación entre los átomos diferentes de un compuesto y su clase es siempre la misma. 4.- Una reacción química siempre implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creacción o destrucción de los mismos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 4.- Átomo y molécula Átomo D Unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química D Partícula más pequeña de un elemento que conserva la identidad química del mismo Molécula D Agregado de dos o más átomos en una disposición definitiva que se mantienen unidos á través de fuerzas químicas también llamadas enlaces químicos Materia Mezcla Homogénea Heterogénea Sustancia Compuesto Elemento Molécula heteroatómica Molécula homoátómica Átomo Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 5.- Concepto de mol y número de Avogadro (I) Unidad de masa atómica (uma) Deceavo de la masa del átomo de carbono-12 Masa atómica Masa de un átomo en unidades de masa atómica Masa molecular Masa de una molécula en unidades de masa atómica Masa atómica tabulada Masa promedio de la mezcla natural de isótopos de un elemento Átomos con el mismo número atómico (nº protones) y diferente número de masa (suma de protones y neutrones) Numero de Avogadro, NA Átomos exactos que hay en 12 g de carbono-12 NA=6,022x1023 Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 5.- Concepto de mol y número de Avogadro (II) Numero de Avogadro, NA Átomos exactos que hay en 12 g de carbono-12 NA=6,022x1023 Mol Cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo carbono-12 Masa molar (M) Masa en gramos de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 ¿Cuántos átomos hay en 0,551 g de potasio ? 1 mol K = 39.10 g K (masa molar) 1 mol K = 6.022 x 1023 atoms K 1 mol K 6.022 x 1023 átomos K x 0.551 g K x = 1 mol K 39.10 g K 8.49 x 1021 átomos K Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Para un elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos) Para una molécula masa molecular (uma) = masa molar (gramos) Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 6.- Ecuación química y cálculos estequiométricos 6.1.- Reacción química y ecuación química Reacción química Proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambian para formar una o más sustancias nuevas Ecuación química Muestra los cambios químicos cualitativos y cuantitativos que ocurren durante la reacción química reactivos productos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 6.2.- Cálculos estequiométricos (I) Estequiometría Estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química ¿Qué cantidad de materia prima debe de utilizarse para obtener una cantidad específica de producto? Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 6.2.- Cálculos estequiométricos (II) 1) Cálculo de la cantidad de producto formado La combustión del metanol tiene lugar según la siguiente reacción 2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O Si 209 g de metanol se queman en presencia de oxígeno ¿qué cantidad de agua se produce? gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O Masa molar Masa molar coeficientes H2O CH3OH 18.0 g H2O 4 mol H2O 1 mol CH3OH = 235 g H2O x x x 209 g CH3OH 32.0 g CH3OH 2 mol CH3OH 1 mol H2O Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2) Cálculo de la composición centesimal a partir de la fórmula molecular Fórmula molecular: fórmula química que indica los tipos de átomos y el número real de cada uno de ellos en una molécula Composición porcentual en masa: porcentaje en masa que cada elemento presenta en un compuesto n x masa molar del elemento x 100% masa molar del compuesto n es el número de moles de un elemento en 1 mol de compuesto %C = 2 x (12.01 g) x 100% = 52.14% 46.07 g %H = 6 x (1.008 g) x 100% = 13.13% 46.07 g %O = 1 x (16.00 g) x 100% = 34.73% 46.07 g C2H6O Etanol 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0% Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 3) Cálculo de la fórmula empírica a partir de la composición centesimal Fórmula empírica: fórmula química calculada a partir de la composición porcentual en masa Combustión 11,5 g ethanol Se producen 22,0 g CO2 y 13,5 g H2O g CO2 mol CO2 mol C gC 6,0 g C = 0,5 mol C g H2 O mol H2O mol H gH 1,5 g H = 1,5 mol H g de O = g de muestra – (g de C + g de H) 4,0 g O = 0,25 mol O Fórmula empírica C0.5H1.5O0.25 Dividir por el coeficiente más pequeño (0.25) Fórmula empírica C2H6O Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 4) Reactivo limitante Reactivo que se consume en la reacción En un proceso 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3 según 2Al + Fe2O3 Calcule la masa de Al2O3 formado g Al 124 g Al mol Fe2O3 necesarios mol Al g Fe2O3 Al2O3 + 2Fe mol Fe2O3 1 mol Al x 27.0 g Al mol Al necesarios 1 mol Fe2O3 x g Fe2O3 necesarios 2 mol Al x 160. g Fe2O3 g Al necesarios = 367 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 Se parte de 124 g Al Se necesitan 367 g Fe2O3 Exceso de Fe2O3 (601 g) por tanto Al es el reactivo limitante 124 g Al x 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al2O3 2 mol Al x 102 g Al2O3 1 mol Al2O3 = 234 g Al2O3 Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 5) Rendimiento de la reacción química Rendimiento teórico: cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactico limitante Rendimiento real: cantidad de producto que se obtiene en una reacción Rendimiento porcentual: proporción de rendimiento real con respecto al rendimiento teórico Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005