2. Estequiometría y Ecuaciones químicas
• De stoicheon “elemento y metron “medida”.
• Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.
• Ecuaciones químicas.- Representación de las reaccciones químicas.
P4 (s) + Cl2 (g) → PCl3 (l)
reactivos producto(s)
La estequiometría se basa en la Ley de la conservación de la materia: La masa total antes y después
de una reacción química es la misma.
El # de átomos de cada elemento deber ser igual, tanto del lado de los reactivos como del lado de
los productos.
Se debe balancear la ecuación.
P4 (s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
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3. Patrones de reactividad química.
Tipos de reacciones
La Tabla periódica permite predecir el resultado de una reacción química.
Todos los elementos de un grupo se comportan de manera similar.
Ej. Metal + agua → Hidróxido + Hidrógeno
alcalino
2 M + 2 H2O 2 MOH + H2
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4. Tipos de reacciones
Reacciones de combinación o síntesis.
Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto.
2 Mg (s) + O2 → 2 MgO
CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s)
A + B = C
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5. Tipos de reacciones
Reacciones de descomposición.- Una sustancia sufre una
reacción para producir dos o más sustancias distintas.
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
2 NaN3 (s) → 2 Na (s) + 3 N2 (g)
C → A + B
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6. Tipos de reacciones
Reacciones de combustión.- Son rápidas y producen flama.
Implican el quemado de hidrocarburos en presencia de aire.
C3H8 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) (Balancear!)
CH3OH (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) (Balancear!)
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7. Peso atómico
La masa atómica o peso atómico, es la masa promedio de una muestra
representativa de átomos. Se puede calcular a partir de las abundancias relativas y
masas de los isótopos de un elemento.
PA= (% ab.Isótopo1) (PA isótopo1) + (% ab. Isótopo2) (PA Isótopo 2)+…
100 100
Ejercicio
El boro presente en la naturaleza está formado de 2 isótopos:
% Isótopo masa (uma)
1 19.91 10 B 10.0129
2 80.09 11 B 11.0093
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8. Peso formular (PF)
Es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos en su
fórmula química. Ej. El ácido sulfúrico (H2SO4), tiene un peso formular de
98.0 uma.
Elemento # átomos PPeso
(uma)
Suma
pesos
H (2) ( 1.0 uma) = 2.0 uma
S (1) (32.0 uma) = 32.0 uma
O (4) (16.0 uma) = 64.0 uma
Peso formular
del H2SO4
98.0 uma
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9. Peso molecular (PM)
Se llama así, cuando la fórmula de una sustancia es el símbolo de un
elemento o si es una molécula. Por ej. El peso molecular de la glucosa C6H12O6
es:
Para las sustancias iónicas, no es apropiado hablar de moléculas, sino de
unidades fórmula, representadas por la fórmula química de la sustancia.
Elemento # átomos Peso atómico Suma P. A.
C ( 6 ) (12.0 uma ) = 72.0
uma
H ( 12) ( 1.0 uma ) = 12.0
uma
O ( 6) (16.0 uma ) = 96.0
uma
PM glucosa 180.0 uma
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10. Composición porcentual a partir de
fórmulas
% en masa en que contribuye cada uno de los elementos de las
sustancia.
Determina la pureza de un compuesto.
Se calcula a partir de la fórmula del compuesto.
% elemento = (átomos del elemento)(PA) x
100 PF del compuesto
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11. El mol
Es la unidad para medir cantidad de
sustancia.
Unidad para manejar átomos, iones y
moléculas.
Se define como la cantidad de materia
que contiene tantos objetos, como
átomos hay en exactamente 12 g de
carborno-12 ( 12C ).
Este número recibe el nombre de
Número de Avogadro =6.022 x 10 23.
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12. El mol
Un mol de átomos, un mol de moléculas o un mol de cualquier
otra cosa contiene el número de Avogadro:
1 mol de átomos de 12C = 6.022 x 10 23 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.022 x 10 23 moléculas H2O
1 mol de iones NO3
- = 6.022 x 10 23 iones NO3
-
El mol sirve para transformar úmero de moles en
número de moléculas.
# Avogadro Mol
Mol # Avogadro
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13. El Mol
Un mol de un sólido un líquido y un
gas.
El NaCl, el sólido, tiene una masa de
58.45 g.
Un mol de agua, el líquido, tiene una
masa de 18.0 g y ocupa un volumen
de 18 mL.
Un mol de O2, el gas, tiene una masa
de 32.0 g y llena un globo cuyo
diámetro de de 35 cm.
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14. Masa molar
La masa de un solo átomo de un elemento en (uma) es
numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos
de un elemento
Masa de un elemento (uma)
Masa de un mol de un elemento
(gramos)
Un átomo de 12 C tiene una
masa de 12 uma
Un átomo de Cl tiene una
masa de 35.5 uma
Un átomo de Au tiene una
masa de 197 uma
Un mol de 12 C tiene una
masa de 12 g
Un mol de Cl tiene una
masa de 35.5 g
Un mol de Au tiene una
masa de 197 g
La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar.
Mol Masa molar
M asa molar Mol
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15. La masa molar y el número de Avogadro se emplean como
factores de conversión:
gramos moles
moléculas o
unidades
fórmula
átomos
# de átomos
Molécula
Mol___
# Avogadro
Molécula
# átomos
Mol___
Masa molar
Masa molar
Mol
# Avogadro
Mol
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16. Fórmulas empíricas a partir de análisis.
La fórmula empírica de una sustancia indica el número relativo de
los átomos de cada elemento que contiene.
Procedimiento para calcular la fórmula empírica:
% en masa de
elementos
Fórmula
Empírica
Gramos de cada
elemento
Moles de cada
elemento
Suponer muestra
de 100 gramos
Usar pesos
atómicos
Calcular
relación molar
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17. Fórmula molecular a partir de la fórmula
empírica.
Podemos obtener la fórmula molecular de una sustancia a partir de la fórmula empírica si
conocemos el peso molecular del compuesto.
Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros de
los subíndices correspondientes en su fórmula empírica.
Para obtener la fórmula molecular se divide el peso molecular entre el peso formular (la
suma de los pesos atómicos de la fórmula empírica) y el valor obtenido va a multiplicar a
los subíndices de la fórmula empírica, obteniéndose así la fórmula molecular.
Peso molecular (PM) = valor
Peso formular (PF)
(representa a las unidades fórmula)
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18. Información cuantitativa a partir de ecuaciones
balanceadas
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
2 moléculas 1 molécula 2 moléculas
2 mol 1 mol 2 mol
2 (6.022 x 1023 moléculas) 6.022 x 1023 moléculas 2(6.022 x 1023 moléculas)
Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar
como los números relativos de moléculas (o unidades formulares) que
intervienen en la reacción y también como los números relativos de moles.
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19. Reactivo limitante
Reactivo limitante es el
reactivo que se consume
por completo en una
reacción, porque limita o
determina la cantidad de
producto que se forma.
Los demás reactivos son
llamados reactivos en
exceso.
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20. Rendimiento teórico
Es la cantidad de producto que según los cálculos, se forma
cuando reacciona todo el reactivo limitante.
La cantidad de producto que realmente se obtiene en una
reacción se denomina rendimiento real.
El rendimiento real siempre es menor que el
rendimiento teórico.
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