PUCPR – PONCE

Enero 2011

Masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma).

El mundo submicroscópico: los átomos y las moléculas.

El mundo macroscópico: los gramos.

Por definición:1 átomo 12C “pesa” 12 uma

En esta escala

1H = 1.008 uma

16O = 16.00 uma

3.1

Masa atómica promedio

El litio natural es :

Isótopo Masa(uma) % Abund. Abund.fraccional

6Li 6.015 7.42 0.0742

7Li 7.016 92.58 0.9258

(6.015 uma x 0.0742)+ (7.016 uma x 0. 9258)

= 6.941 uma

3.1

Masa atómica promedio del litio:

Masa atómica promedio (6.941)

El mol (mol) es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales como hay

en exactamente 12.00g de 12C

3.2

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023

Número de Avogadro (NA)

Masa molar es la masa de 1 mol de en gramoslápiceszapatosátomos

1 mol átomos 12C = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g

1 átomo 12C = 12.00 uma (por definición)

1 mol átomos de 12C = 12.00 g 12C1 mol átomos de 12C = 12.00 g 12C

1 mol átomos de litio = 6.941 g of Li

Para cualquier elemento

masa atómica (en uma) = masa molar (en gramos)

3.2

¿Cuántos átomos hay en 0.551g de potasio (K) ?

1 mol K = 39.10 g K

1 mol K = 6.022 x 1023 átomos K

x 6.022 x 1023 átomos K1 mol K

=0.551 g K 1 mol K39.10 g K

x

8.49 x 1021 átomos K

3.2

Masa molecular es la suma de las masas atómicas(en uma) en una molecula.

SO2

1S 32.07 amu

2O + 2 x 16.00 amu SO2 64.07 amu

Para cualquier molécula

masa molecular (uma) = masa molar (gramos)

1 molécula SO2 = 64.07 uma1 mol SO2 = 64.07 g SO2

3.3

Masa fórmula es la suma de las masas atómicas(en uma) en una unidad fórmula de un compuestoIónico.

1Na 22.99 uma

1Cl + 35.45 umaNaCl 58.44 uma

NaCl

Para cualquier compuesto iónico

masa fórmula (uma) = masa molar (gramos)

1 unidad fórmula NaCl = 58.44 uma1 mol NaCl = 58.44 g NaCl

3.3

Porciento de composición de un elemento en un compuesto = n x masa molar del elemento

masa molar del compuestox 100%

n es el número de moles del elemento en 1 moldel compuesto (subscritos de la fórmula)

2 x (12.01 g)

C2H6O

%C =2 x (12.01 g)

46.07 gx 100% = 52.14%

%H =6 x (1.008 g)

46.07 gx 100% = 13.13%

%O =1 x (16.00 g)

46.07 gx 100% = 34.73%

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

3.5

Determine la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual por masa

K 24.75%, Mn 34.77%, O 40.51%

nK = 24.75 g K x = 0.6330 mol K1 mol K

39.10 g KK : ~~ 1.0

0.63300.6329

Presumir 100g del compuesto

nMn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn1 mol Mn

54.94 g Mn

nO = 40.51 g O x = 2.532 mol O1 mol O

16.00 g O

Mn : 0.63290.6329

= 1.0

O : ~~ 4.02.532

0.6329nK = 0.6330, nMn = 0.6329, nO = 2.532

KMnO4

¿Cómo se “leen” las ecuaciones químicas?

2 Mg + O2 2 MgO

2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 forman 2 unidades fórmula de MgO

2 moles Mg + 1 mol O forman 2 moles MgO2 moles Mg + 1 mol O2 forman 2 moles MgO

48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 forman 80.6 g MgO

NO ES2 g Mg + 1 g O2 forman 2 g MgO

3.7

¿Cómo balancear ecuaciones?• Si se conoce las identidades (fórmulas) de los

reactivos y productos de determinada reacción química, uno puede escribir la ecuación química.

“Metano (CH4) se quema en presencia de oxígeno para producir bióxido de carbono y vapor de agua”

17881788vapor de agua”

Nota Histórica: Antoine Lavoisier realizó muchos estudios importantes sobre reacciones de combustión. Es considerado el padre la química moderna ya que efectuaba experimentos cuidadosamente controlados y empleaba mediciones cuantitativas.

CH4(g) + O2(g) � CO2(g) + H2O(g)

• Noten que en todas las ecuaciones que hemos visto, se escribe una letra entre paréntesis para denotar el estado en que se encuentra el reactivo o producto.

• (g) – gaseoso; (l) – líquido; (s) – sólido; (ac) – acuoso

• También es común anotar sobre la flecha condiciones como temperatura o presión en las que se efectúa la reacción.temperatura o presión en las que se efectúa la reacción.

• El símbolo ∆ es utilizado para indicar la adición de calor.

• Dado que la materia ni se crea ni se destruye, en cada lado de la ecuación química tiene que haber igual número de cada clase de átomos presentes.

CH4(g) + O2(g) � CO2(g) + H2O(g)

CH4(g) + 2O2(g) � CO2(g) + 2H2O(g)

(antes de balancear)

1 átomo de carbono

4 átomos de hidrógeno

2 átomos de oxígeno

(antes de balancear)

1 átomo de carbono

2 átomos de hidrógeno

3 átomos de oxígeno2 átomos de oxígeno

(después de balancear)

1 átomo de carbono

4 átomos de hidrógeno

4 átomos de oxígeno

3 átomos de oxígeno

(después de balancear)

1 átomo de carbono

4 átomos de hidrógeno

4 átomos de oxígeno

Subíndice vs. Coeficiente

• Los subíndices nos dicen la cantidad de átomos de un elemento que hay presente en determinada fórmula molecular. Al balancear una ecuación,

LOS SUBINDICES NO SE PUEDEN CAMBIAR

O2 – oxígeno O3 – oxonoO2 – oxígeno O3 – oxono

H2O – agua H2O2 – agua oxigenada

SO2 – dióxido de azufre SO3 – trióxido de azufre

C2H6 – etano C2H4 – eteno C2H2 - etino

• Los coeficientes se pueden cambiar para balancear las ecuaciones químicas ya que no estamos alterando la identidad química de una sustancia como lo sería cambiar un subíndice.

Tanteemos, pues…

__Na(s) + __H2O(l) � __NaOH(ac) + __H2(g)

__Fe(s) + __O2(g) � __Fe2O3(s)__Fe(s) + __O2(g) � __Fe2O3(s)

__C2H4(g) + __O2(g) � __CO2(g) + __H2O(g)

Tanteemos, pues…

__Al(s) + __HCl(ac) � __AlCl3(ac) + __H2(g)

__Al4C3(s)+__H2O(l)�__Al(OH)3(s)+__CH4(g)__Al4C3(s)+__H2O(l)�__Al(OH)3(s)+__CH4(g)

__P2O5(s) + __H2O(l) � __ H3PO4(ac)

Cantidades de reactivos y productos

1. Escriba la ecuación química balanceada

2. Convierta las cantidades conocidas a moles

3. Use los coeficientes para calcular el número de moles de la sustancia que desea

4. Convierta los moles en las unidades deseadas 3.8

El metanol se quema en aire acorde a la ecuación

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O

Si 209 g de metanol se usan en esta combustión,¿Cúanta masa de agua se produce?

g CH3OH mol CH3OH mol H2O g H2O

masa molarCH OH

coeficientesecuación química

masa molarH OCH3OH ecuación química H2O

209 g CH3OH1 mol CH3OH32.0 g CH3OH

x4 mol H2O

2 mol CH3OHx

18.0 g H2O1 mol H2O

x =

235 g H2O

3.8

Reactivo limitante

2NO + 2O2 2NO2

NO es el reactivo limitante

3.9

NO es el reactivo limitante

O2 es el reactivo en exceso

¿Entiende usted los reactivos limitantes?

En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g of Fe2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Calcule la masa de Al2O3 que se puede formar.

g Al mol Al mol Fe2O3necesarios

g Fe2O3necesariosORnecesarios necesariosOR

g Fe2O3 mol Fe2O3 mol Alnecesarios

g Alnecesarios

124 g Al1 mol Al27.0 g Al

x1 mol Fe2O3

2 mol Alx

160. g Fe2O3

1 mol Fe2O3

x = 367 g Fe2O3

Si empiezo con 124 g Al Necesito 367 g Fe2O3

Como tengo 601g Fe2O3 entonces Al es el reactivo limitante3.9

Use el reactivo limitante para conocer la cantidad de productoque se puede formar.

g Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3

124 g Al1 mol Al

27.0 g Alx

1 mol Al2O3

2 mol Alx

102. g Al2O3

1 mol Al Ox = 234 g Al2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

27.0 g Al 2 mol Al 1 mol Al2O3

3.9

Rendimiento teórico es la cantidad que se puedeformar si todo el reactivo limitante reacciona.

Rendimiento actual o real es la cantidad de producto

Porciento de rendimiento

Rendimiento actual o real es la cantidad de productoque realmente se obtuvo en la reacción

% rendimiento =Rendimiento actual

Rendimiento teóricox 100

3.10