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PUCPR – PONCE
Enero 2011
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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
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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:
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Masa atómica promedio (6.941)
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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)
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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
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¿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
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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
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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
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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
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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
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¿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
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¿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.
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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.
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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
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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.
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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)
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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)
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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
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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
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Reactivo limitante
2NO + 2O2 2NO2
NO es el reactivo limitante
3.9
NO es el reactivo limitante
O2 es el reactivo en exceso
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¿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
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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
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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