1. MASAS ATÓMICAS  Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono , a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce Al 2 (CO 3 ) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umas HCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umas H 2 SO 4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica (u)  La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica (u). Corresponde a la suma de la masa de sus átomos. 

2. FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas O H H H 2 O O O H H H 2 O 2 O O C CO 2 O O O 2 O O O O 3 C O CO Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la molécula de una sustancia  Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas . Sus subíndices son siempre los números enteros más bajos posibles  A veces ambas fórmulas coinciden 

3. TIPOS DE FÓRMULAS: - FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no su número exacto. - FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo y su número exacto. - FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay . Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH 3 -CH 3 , su fórmula molecular es C 2 H 6 y su fórmula empírica es (CH 3 ) n En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas) contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma). Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmula M=masa molecular o peso fórmula . En el HCl queda:

4. APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR a) Cálculo de la fórmula empírica b) Cálculo de la fórmula molecular La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO 2 ) n n . (14 + 2 . 16) = 92  n = 2 luego la fórmula molecular es N 2 O 4 Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3 El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula empírica y su fórmula molecular. DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u

5. CONCEPTO DE MOL En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (N A ) Los átomos de Cu son más pesados que los de C Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 10 23 de sus partículas representativas   La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas  La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : 1 mol de A = M gramos de A Nº de moles = 1 mol de carbono 1 mol de cobre 12 g N A átomos de C

6. UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 10 23 moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6,023 . 10 23 átomosde dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

7. RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL Molécula de ... un elemento un compuesto .  1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 10 23 átomos de Cu  En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay . . . 2 . 6,02 . 10 23 átomos de aluminio 3 . 6,02 . 10 23 átomos de azufre 12 . 6,02 . 10 23 átomos de oxígeno  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay 342,17 g de sustancia  2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno Por ejemplo: Al 2 (SO 4 ) 3  diatómico: H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 2 átomos) (cada molécula tiene 1 átomo)

8. MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES 1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1  que contenga agua hasta la mitad 2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva 3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1   Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de disolución dada   Se puede expresar cuantitativamente indicando el porcentaje en masa del soluto , es decir, los gramos de soluto contenidos en 100 g de disolución.  Se suele expresar la concentración en función del número de moles contenidos en un litro de disolución. Es la llamada molaridad y se representa por M Molaridad = Número de moles de soluto Volumen en litros de disolución  Preparación de una disolución 0,5 M de un soluto en agua  Las concentraciones de gases muy pequeñas se miden en partes por millón (p.p.m)

9. Se puede calcular de muchas formas diferentes la concentración de una disolución. NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución Porcentaje en masa % masa = g soluto g disolución x 100 Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Normalidad Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución N = eq de soluto litros de disolución

10. LA ECUACIÓN QUÍMICA R E A C T I V O S P R O D U C T O S (s): si se trata de un sólido (g): si es un gas (l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha  La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos: 

11. Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas + Se usa para separar dos reactivos o dos productos  ó  Se usan para separar los reactivos de los productos = Símbolo alternativo a  ó    Se usa en lugar de  en reacciones reversibles ( s ) Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se encuentra en estado sólido  Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado ( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua ( g ) Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la fórmula  Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso  Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor Pt   Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción) S í m b o l o S i g n i f i c a d o ( aq )

13.  Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos Por ejemplo: 2 CO (g) + O 2 (g)  2 CO 2 (g) +  La ecuación 2 CO ( g ) + O 2 ( g )  2 CO 2 ( g ), significa que: C C O O O O C O O C O O Cuando el CO reacciona con el O 2 para formar CO 2 , siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2 2 moléculas CO + 1 molécula O 2  2 moléculas CO 2 2 . 6,02 . 10 23 CO + 1 . 6,02 . 10 23 O 2  2 . 6,02 . 10 23 CO 2 2 moles CO + 1 mol O 2  2 moles CO 2 20 moléculas CO + 10 moléculas O 2  20 moléculas CO 2

14.  Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación 2 moles CO + 1 mol O 2   2 moles CO 2 se traduce en: 2 . 28 g CO + 1 . 32 g O 2   2 . 44 g CO 2  Es decir, la proporción en masa es: 56 g CO + 32 g O 2  88 g CO 2 Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

15. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS : REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas , para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA N 2 + 3 H 2 2 NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos

16. Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C 3 H 8 + O 2 CO 2 H 2 O 3 5 4 + Cu + 2 Ag + Cu 2+ + 2 Ag permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen ECUACIÓN QUÍMICA COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS

17. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS . Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 2 H 2 + O 2 2 H 2 O

18. Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 moléculas de CO 1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 20 moléculas de CO 10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 6,02 · 10 23 moléculas de O 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) 2 CO + O 2 2 CO 2

19. 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2,02 u; N 2 = 28,02 u; NH 3 = 17,04 u 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) N 2 + 3 H 2 2 NH 3

20. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS . Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO 3 + KCl 3/2 O 2 1 mol de KCl 3/2 mol de O 2 1 mol de KClO 3 74,45 g de KCl 48 g de O 2 122,45 g de KClO 3 X g de O 2 1000 g de KClO 3 = X = = 587,45 g de O 2 122,45 g de KClO 3 48 g O 2 1000 g de KClO 3 X g O 2 1000 · 72 122,45 CÁLCULOS CON MASAS

21. REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente 2 moles de CO 2 moles de O 2 0 moles de O 2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de O 2 Después de la reacción

22. CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas se consume completamente queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de S 1 mol de FeS 1 mol de Fe 32 g de S 88 g de FeS 56 g de Fe X g de S 7 g de Fe reactivo limitante: reactivo en exceso: Fe S reactivo limitante reactivo en exceso 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X = = 4 g de S

23. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm 3 de Na 2 S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO 3 = 169,88 u; Na 2 S = 78 u) 2 AgNO 3 + Na 2 S Ag 2 S La reacción ajustada es: + 2 NaNO 3 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na 2 S = x = 0,02 moles de AgNO 3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO 3 es: = y = 0,2 L = 200 cm 3 En 100 cm 3 de disolución 0,1 M de Na 2 S hay: Por cada mol de Na 2 S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO 3 : En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos 1 (mol Na 2 S) 2 (mol AgNO 3 ) 1 (mol Na 2 S) x 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y

24. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas

25. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS . 1) Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una : A+B -> C Por ejemplo: 2Fe +O 2 -> 2FeO CaO+H 2 O -> Ca(OH) 2 CaO+CO 2 -> CaCO 3 2H 2 +O 2 -> 2H 2 O 2) Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A -> B+C Por ejemplo H 2 CO 3 -> CO 2 +H 2 O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO 3 -> K Cl+O 2 3)Reacción de sustitución : Un átomo de un compuesto sustituye a un átomo de otro. AB + X -> XB + A Dentro de este tipo hay algunas típicas como: - 2HCl +Zn -> Zn Cl 2 + H 2 -CuSO 4 +Zn -> ZnSO 4 +Cu - Cl 2 + NaBr -> NaCl +Br 2 4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY -> AY + XB AgNO 3 +NaCl -> NaNO 3 +AgCl -Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH -> NaCl +H 2 O

26. Un ejemplo muy importante de reacciones redox son las reacciones de combustión  En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía , a menudo en forma de luz y calor 5) Reacción de oxidación-reducción: Un átomo de alguna de las sustancias que reaccionan cede electrones a un átomo de otra de las sustancias que reaccionan. *Se dice que una sustancia se oxida si pierde electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox cede electrones (se oxida) es el agente reductor ya que proboca la reducción de otra sustancia que toma esos electrones. *Se dice que una sustancia se reduce si gana electrones. *El átomo o grupo de átomos que en una reacción redox gana electrones (se reduce) es el agente oxidante ya que hace que otra sustancia se oxide al quitarle electrones. La combustión completa de un compuesto orgánico siempre da dióxido de carbono y agua 2KMnO 4 +16 H Cl -> 2 MnCl 2 +5 Cl 2 +8H 2 O +2KCl CH 4 + 2 O 2  CO 2 + 2 H 2 O El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire

27. REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS Una reacción es exotérmica si en el transcurso de la misma se libera energía Una reacción es endotérmica si en el transcurso de la misma se absorbe energía CH 4 + 2 O 2  E  0 CO 4 + 2 H 2 O Transcurso de la reacción Energía, U 2 O 3  E  0 3 O 2 Transcurso de la reacción Energía, U Reacción exotérmica Caliente Reacción endotérmica Frío

28. CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O 3 O 2 (g)  2 O 3 (g) Para romper un enlace, hay que aportar una cantidad de energía llamada energía de enlace   Cuanto más fuerte es el enlace, mayor es su energía de enlace Dependiendo de la fuerza de los enlaces que se rompen y de los enlaces que se forman, las reacciones serán endotérmicas o exotérmicas    Una reacción es endotérmica si la energía aportada para romper enlaces es mayor que la energía liberada al formarse nuevos enlaces Una reacción es exotérmica si la energía aportada para romper enlaces es menor que la energía liberada al formarse nuevos enlaces Reactivos Enlaces rotos Productos Transcurso de la reacción Energía E 1 E 2 Energía neta absorbida Productos Enlaces rotos Energía neta desprendida C O Reactivos Transcurso de la reacción Energía H E 1 E 2