¿Propiedades uniformes?

NO

NO

NO

MATERIA

SI

SI

SI

Mezcla Heterogén

ea¿Se puede separar

por métodos físicos?Sustancia

puraMezcla

homogénea

¿Se puede separar por métodos químicos?

Elemento Compuesto

Homogénea

Los componentes se pueden separar usando técnicas físicas.La composición es VARIABLE.Las propiedades están RELACIONADAS con las de sus componentes.

Compuesto

Mezcla

Formados por más de un átomo. Pueden separarse por métodos químicosLa composición es FIJA (ley de composición constante o proporciones definidas)Las propiedades son DISTINTAS de las de sus componentes.

Una CLASE de átomos.Mismo número de PROTONES en su núcleo.Sustancia que NO puede ser descompuesta, mediante una reacción química.

Elemento oxígeno: O, nitrógeno: N, calcio: Ca, hidrógeno: H

oxígeno molecular: O2, hidróxido de calcio: Ca(OH)2, amoníaco:NH3

aire, leche, agua salada

Masa atómicamasa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico.

uma: unidad de masa atómica 1 uma : Equivale a una doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno).

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.

1 uma = 1.67 · 10-27 Kg

cantidad de sustancia que tiene el mismo número de entidades elementales como átomos hay en 12 g del isótopo carbono 12.

MOL

pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de estas partículas.

un mol de partículas son 6,022 x 1023 de estas partículas.

NA se define originalmente como “la cantidad de átomos de carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento”

Número de Avogadro( NA )

Ejemplo:

¿Cuántos moles de azufre hay en una muestra de 7,65 x 1022 átomos de azufre? ¿Cuál es la masa de esa muestra?

Composición porcentual en masa masa del elemento en la

muestra% masa del elemento =

x 100 masa total de la muestra

Masas molares de los elementos

Masa molar del compuesto

Fórmula empírica muestra los números relativos de átomos de cada elemento presente en el compuesto

Fórmula molecular expresa los números reales de los átomos de cada elemento en una molécula.

CH2O

CH2O (formaldehído)C2H4O2 (ácido acético)C3H6O3 (ácido láctico)C6H12O6 (glucosa)

Composición % en masa

del compuesto

Gramos de cada elemento

Suponer 100g

moles de cada elemento

dividir por masa molar

Fórmula empírica

Calcular las razones molares(dividir por más pequeño)

Ej.: Determinar la fórmula molecular de la vitamina C sabiendo la composición de una muestra ( 40.9% de C, 4.58% de H y 54.5% de O) y la masa molar ( 176.12 g mol-1).

Fórmula molecular = (FE)n

Calcular: n= M/ P(FE)

Estudio cuantitativo de reactivos y productos en

una reacción química.

Reacción química: proceso en el cual una o

varias sustancias puras (REACTIVOS) se

transforman para formar una o más sustancias

nuevas (PRODUCTOS). Se representan mediante

ecuaciones químicas.

ESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍA

La ecuación química

REACTIVOS PRODUCTOS

Fe2O3 1000 °C500 atmN2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

COEFICIENTES

Ley de la conservación de la masa: durante una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen. La masa total es constantePor lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

1. Determinar reactivos y productos 2. Escribir la ecuación química: reactivos productos 3. Balancear la ecuación

● Si un elemento aparece en un solo compuesto en c/lado de la reacción, intentar ajustar primero● Si algún reactivo o productos es un elemento, ajustarlo en último lugar.● Si hay grupos de átomos que no se modifican en la reacción (ej. Aniones), ajustarlos como una unidad● Tener en cuenta: NUNCA introducir átomos o moléculas que no intervengan en la reacción; ni cambiar los coeficientes de las fórmulas químicas.

4. Verificar la ecuación igualada (mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación.)

BALANCEO DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Ejemplo

Escribir y balancear la ecuación de combustión del gas butano (C4H10) en el aire. Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).

Exceso y Defecto-Reactivo limitanteExceso y Defecto-Reactivo limitante4 hojas de gráficos

2 hojas de datos

1 portada

1 instrucciones

Manual de

Laboratorio

Hoja de gráficos

328 copias

Portada

87 copias 83 copias 168 copias

InstruccionesHoja de datos

LIMITANTE

Nº de manuales: 87 83 84 82

Exceso y defecto, reactivo limitante

Cuando uno de los reactivos se ha consumido totalmente

REACTIVO LIMITANTE reactivo que se ha consumido en su totalidad

Cálculos

estequiométricos

REACTIVOS EN EXCESOreactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante

REACTIVO

LIMITANTE

la reacción química se detiene

Ejemplo:

¿Cuántos gramos de sal se forman si mezclamos 2 g de ácido sulfúrico con 3 g de hidróxido de aluminio?

( mobtenida / mesperada ) x 100 ( nobtenidos / nesperados ) x 100

RENDIMIENTO

Cantidad teóricaLa máxima cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante

Cantidad real La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción

>

• Reacciones reversibles• Difícil recuperación del producto• Reacciones secundarias

Cantidad real (producto)Rendimiento porcentual = x 100 % Cantidad teórica (producto)

Ejemplo: En una prueba del motor de un automovil para controlar la combustión de 1.00 l ( = 702 g) de octano (C8H8) bajo determinadas condiciones , se producen 1.84 kg de dióxido de carbono. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de dióxido de carbono?

1. Escribir la ecuación química equilibrada

2. Calcular el cantidad teórica (esperada) de CO2 para la

combustión de 702 g de octano.

3. Calcular el rendimiento porcentual del CO2 sabiendo que se

obtuvo 1.84 kg

PUREZA

La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio (reactivos) no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas. La pureza es el porcentaje en masa de sustancia pura en la muestra.

Ejemplo: Consideremos una muestra de NaCl 99,4%. Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g.

Ejemplo:Se hacen reaccionar 30g de hidróxido férrico comercial (90% de pureza p/p) con 100g de ácido sulfúrico comercial (80% de pureza p/p), y se sabe que la reacción de formación de sulfato férrico tiene un rendimiento del 70%. Calcular los gramos de sal obtenidos.

1. Escribir la ecuación química equilibrada con los datos del problema

2. Calcular los moles de cada reactivo PUROS: masa pura = masa impura x pureza / 100 moles = masa real / peso molecular

3. Determinar cual es el reactivo limitante

4. Calcular cantidad teórica (la cantidad de producto formada a partir de reactivo limitante)

5. Calcular cantidad real (la cantidad de producto obtenida) de acuerdo al rendimiento de la reacción