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

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.

•

Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce

Al 2(CO3) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umasHCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umasH2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas

2

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas

O

H HH2O

O

OHH

H2O2

O OCCO2

O OO2

OO

O

O3

C OCO

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 CH3-CH3 , su fórmula molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)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.

100M

nMe=E% .

. Me=masa del elemento n=subíndice del elemento en la fórmulaM=masa molecular o peso fórmula.

En el HCl queda: 74,21005,36

1 ==H 26,971005,36

5,35 ==Cl

4

APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR

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

a) Cálculo de la fórmula empírica

b) Cálculo de la fórmula molecular

La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n

n . (14 + 2 . 16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4

ElementoMasa

relativa delelemento

Masaatómica

(M)

Nº relativo de átomos(se divide la masa por m)

Relación más sencilla(se divide por el menor)

Fórmulaempírica

Nitrógeno 30,435 1430,435

14 = 2,1742,1742,174 = 1

Oxígeno 69,565 1669,565

16 = 4,3484,3482,174 = 2

NO2

Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3

5

CONCEPTO DE MOL

Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 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 = molecularMasa

)mos(gram

1 molde carbono

1 molde cobre

12 gNA átomosde C

En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)

Los átomos de Cu son más pesados que los de C

6

UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 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 . 1023 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 . 1023 átomos de Cu•

En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu•

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . . 2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno

•

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia•

2 átomos de aluminio

3 átomos de azufre

12 átomos de oxígeno

Por ejemplo: Al2(SO4)3 ⇒

diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2

monoatómico: las del resto de elementos

(cada molécula tiene 2 átomos)

(cada molécula tiene 1 átomo)

8

MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES

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

1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1 que contenga agua hasta la mitad2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el soluto se disuelva

3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar exactamente la marca de 1

• 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.

Indica los gramos de soluto en 100 gramos de

disoluciónPorcentaje

en masa% masa =

g soluto

g disoluciónx 100

MolaridadIndica los moles de soluto en 1 litro de

disolución

M =moles de soluto

litros de disolución

NormalidadIndica el nº de eq de soluto en 1 litro de

disolución

N =eq de soluto

litros de disolución

NORMALIDAD=MOLARIDAD.VALENCIA

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 )

12

REACTIVOS PRODUCTOS

AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

2 Na (s) + 2 H2O ( l ) ⇒ 2 NaOH (aq) + H2 (g)Ejemplo:

Na

Na

+O

HH

OHH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Na

Na

+

+

OH

−

OH

− + HH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento

•

13

• Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos

Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) ⇒ 2 CO2 (g)

+

C

C

O

O

O O

C OO

C OO

Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relaciónde moléculas 2 : 1: 2

• La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) ⇒ 2 CO2 ( g ), significa que:

2 moléculas CO + 1 molécula O2 ⇒ 2 moléculas CO2

2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 ⇒ 2 . 6,02 . 1023 CO2

2 moles CO + 1 mol O2 ⇒ 2 moles CO2

20 moléculas CO + 10 moléculas O2 ⇒ 20 moléculas CO2

14

Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS

• 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 O2 ⇒ 2 moles CO2 se traduce en:

2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2 ⇒ 2 . 44 g CO2

• Es decir, la proporción en masa es:

56 g CO + 32 g O2 ⇒ 88 g CO2

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

reagrupamientoruptura de

enlaces

N2 + 3H2 2NH3

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

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

16

Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en

los dos miembros

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

ECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias han

participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+

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.

+

2 moléculas de hidrógeno

1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua

2H2 + O2 2H2O

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y

productos

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INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA

(relación en moles)

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 O2 2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

2CO + O2 2CO2

20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO

6,02 · 1023 moléculas de O2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2

2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2

19

1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA

(relación en masas)

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

N2 + 3H2 2NH3

Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u

28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

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?

KClO3 +KCl 3/2 O2

1 mol de KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3

74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3

X g de O21000 g de KClO3

122,45 g de KClO3

48 g O2

= X = = 587,45 g de O2

1000 g de KClO3

X g O2

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 O2 0 moles de O2

Antes de la reacción

0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2

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

reactivo limitantese consume

completamente

reactivo en excesoqueda 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 reaccionarEjemplo: 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 FeS1 mol de Fe32 g de S 88 g de FeS56 g de FeX g de S7 g de Fe

7 (g de Fe)

56 (g/mol)=

X (g de S)

32 (g/mol)

32 · 7

56X = = 4 g de S

reactivo limitante:

reactivo en exceso:

Fe

S

23

CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.

En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos

Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)

2AgNO3 + Na2S Ag2SLa reacción ajustada es: + 2NaNO3

0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S

1 (mol Na2S)

2 (mol AgNO3)= x = 0,02 moles de AgNO3

1 (mol Na2S)

x

La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es:

=0,1 (mol)

1 (L)

0,02 (mol)

yy = 0,2 L = 200 cm3

En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay:

Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:

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.

rendimiento =masa obtenida

masa teóricax 100hay que calcular el RENDIMIENTO

de las reacciones químicas

El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria

química

25

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.

1)Reacción de síntesis: cuando dos sustancias se unen para dar una: A+B → C Por ejemplo: 2Fe +O2 → 2FeO CaO+H2O → Ca(OH)2 CaO+CO2 → CaCO3 2H2+O2 → 2H2O

2)Reacción de descomposición: justo al contrario que la anterior, una sustancia se descompone en varias A → B+C Por ejemplo H2CO3 → CO2+H2O el ácido carbónico es muy inestable y tiende a descomponerse espontáneamente K ClO3 → K Cl+O2

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 Cl2 + H2

-CuSO4+Zn → ZnSO4+Cu- Cl2+ NaBr → NaCl +Br2

4)Doble descomposición o doble sustitución: es AB+ XY → AY + XB AgNO3+NaCl → NaNO3+AgCl-Un caso típico y muy importante son las REACCIONES ÁCIDO-BASE: ácido+base=sal+agua H Cl +NaOH→ NaCl +H2O

26

U n e je m p lo m u y im p o r t a n t e d e r e a c c io n e s r e d o x s o n la s r e a c c io n e s d e c o m b u s t ió n

• En una reacción de combustión, el oxígeno reacciona con otra sustancia, desprendiéndose gran cantidad de energía, a menudo en forma de luz y calor

CH4 + 2 O2 ⇒ CO2 + 2 H2O

El mechero se enciende cuando el gas que contiene reacciona con el oxígeno del aire

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

2KMnO4 +16 H Cl → 2 MnCl2 +5 Cl2 +8H2O +2KCl

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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

CH4 + 2 O2

∆E < 0

CO4 + 2 H2O

Transcurso de la reacción

Ene

rgía

, U

2 O3

∆E > 0

3 O2

Transcurso de la reacción E

nerg

ía, U

ReacciónexotérmicaCaliente

Reacciónendotérmica

Frío

28

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O 3 O2 (g) 2 O3 (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

Ene

rgía

E1

E2

Energía neta absorbida

Productos

Enlaces rotos

Energía neta desprendida

C

O

ReactivosTranscurso de la reacción

Ene

rgía

HE1

E2