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Temas:• Peso fórmula, peso molecular

– Calculo de peso formula y peso molecular– Por ciento de Composición

• Conteo de átomos– Numero de Avogadro– Calculo de masaßà # molesßà # partículas

• Cálculo de formula empírica y molecular• Reacciones y ecuaciones químicas

– Ecuación química– coeficientes estequiométricos– Balanceo de ecuaciones– Tipos de reacciones

• Estequiometría– Cantidades de reactivos o productos que participan en una

reacción– Reactivo limitante– Por ciento de Rendimiento

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Universidad de Puerto RicoUniversidad de Puerto RicoRecinto deRecinto de MayagMayagüüezez

Curso QuCurso Quíímica General Imica General IDra. Jessica TorresDra. Jessica Torres

Relaciones de Masa yReacciones QuímicasRelaciones de Masa yRelaciones de Masa yReacciones QuReacciones Quíímicasmicas

3

Peso Fórmula• El Peso FPeso Fóórmularmula de una sustancia es la suma de

los pesos de los átomos en su formula química.

Ejemplo: Calcula el peso formula (PF) de C2H6.

PF = 2(peso atómico C) + 6(peso atómico H)

= 2(12.01 uma) + 6(1.01 uma)

= 30.08 uma

Ejemplo: Calcula el peso formula (PF) de Mg(NO3)2.

PF = 1(peso at. Mg) + 2(1)(peso at. N) + 2(3)(peso at. O)

= 1(24.30 uma) + 2(14.01 uma) + 6(16.00 uma)

= 148.32 uma

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Peso Fórmula y Peso Molecular

• El peso fórmula se usa comúnmente al hablarde compuestos iónicos.

• Generalmente se usa el término PesoPesoMolecularMolecular al hablar del peso fórmula deuna molécula.– La distinción en nombres se hace porque la

formula química de una molécula representa lamolécula completa.

– Sin embargo, para compuestos iónicos la formulaquímica representa la proporción de catión y aniónen la red cristalina. El peso formula realmenteexpresa el peso de la unidad fórmula.

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Por ciento de ComposiciónEl por ciento de composición representa el porcentajeen masa de cierto elemento en una sustancia.

%29.2710001.44

)01.12)(1(% = ´ = umaumaC

Ejemplo: Calcula el por ciento de cada elemento en CO2.Peso molecular CO2 es 44.01 uma.

%71.7210001.44

)00.16)(2(% = ´ = uma

umaO

% elemento =

Num. átomosdel elemento

Peso átomicodel elemento

Peso Fórmuladel Compuesto

´ 100

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Conteo de Átomos• Los procesos químicos que

observamos requierenmucho más que un átomo ouna molécula.

• Se utiliza la cantidad demolmol para indicar un grupogrande de átomos o demoléculas,específicamente, el númerode Avogadro:

11 molmol = 6.022= 6.022 10102323 partpartíículasculas

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Conteo de Átomos

Podemos utilizar la relación entre mol y números departículas como un factor de conversión.

molátomosmol

110022.6500.0

23´ ´ =

11 molmol = 6.022= 6.022 10102323 partpartíículasculas

Ejemplo: Calcula cuantos átomos de Auhay en 0.500 moles de Au.

= 3.01´ 1023 átomos de Au

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Conteo de Átomos

Podemos utilizar la relación entre mol y números departículas como un factor de conversión.

11 molmol = 6.022= 6.022 10102323 partpartíículasculas

Ejemplo: Calcula cuantos molescomponen 3.00 1025 átomos de Au.

= 50.0 moles de Au

átomosmolátomos 23

25

10022.611000.3

´ ´ ´ =

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Masa molarLa masa de un solo átomo omolécula en uma esnuméricamente igual a lamasa en gramos de 1 mol delmismo. (Unidades g/mol)

18.02 gramos18.02 umaH2O

16.00 gramos16.00 umaO

1.01 gramos1.01 umaH

Masa de 1 mol deÁtomos/Moléculas

Masa de 1Átomo/Molécula

Elemento/Molécula

10

Relación de Masa, Mol y Númerode Partículas

Ejemplo:Calcula la masa de 3.25 moles de amoniaco

(NH3).EstrategiaEstrategia::1. Calcula la masa molar de NH3.

Masa molar = 14.01 g/mol + 3(1.01) g/molMasa molar = 17.04 g/mol

2. Utiliza la masa molar como factor de conversión.

33

33 35.55

103.1725.3 gNH

molNHgNHmolesNH = ´

12

Relación de Masa, Mol y Númerode Partículas

Ejemplo:Calcula cuantas moléculas de N2 hay en 30.0 g

del gas.EstrategiaEstrategia::1. Calcula la masa molar de N2.

Masa molar = 2(14.01)g/molMasa molar = 28.02 g/mol

2. Utiliza la masa molar y el número de Avogadrocomo factores de conversión.

223

2

223

2

22 1022.3

110022.6

01.2810.15 moléculasN

molNmoléculasN

gNmolNgN ´ =

´ ´ ´

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Relación de Masa, Mol y Númerode Partículas

Ejemplo:Calcula los moles de CO2 11.2 g del gas.EstrategiaEstrategia::1. Calcula la masa molar de CO2.

Masa molar = 12.01 g/mol + 2(16.00) g/molMasa molar = 44.01 g/mol

2. Utiliza la masa molar como factor de conversión.

22

22 255.0

01.4412.11 molCO

gCOmolCOgCO = ´

14

1. Calcula los moles de cada elemento.

molSngSn

molSngSn 31083.371.118

1455.0 - ´ = ´

molIgI

molIgI 21054.190.126

195.1 - ´ = ´

Ejemplo: Determina la fórmula empírica de uncompuesto que contiene 0.455 g de Sn y 1.95 gde I.

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Cálculo de Fórmulas EmpíricasLas fórmulas empíricas presentan lasproporciones mas pequeñas entre los elementosde un compuesto.

Estrategia:Estrategia:

1. Calcula los moles de cada elemento.

2. Calcula la proporción de moles de un elemento aotro.

3. Utiliza los valores de proporciones como subíndicesen la fórmula.

Ejemplo: Determina la fórmula empírica de uncompuesto que contiene 0.455 g de Sn y 1.95g de I.

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Cálculo de Fórmulas Moleculares

Se necesita conocer la masa molar delcompuesto para poder conocer el múltiplo queconvierte la fórmula empírica en fórmulamolecular.

Múltiplo = Masa molecularMasa de fórmula

empírica

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3. Utiliza los valores de proporciones como subíndicesen la fórmula.

SnISnI44

molSnmolI

molSnmolI

molSnmolI

14

1083.31054.1

3

2

» ´ ´

= -

-

Por cada 4 moles de I hay 1mol de Sn en la fórmula.Para calcular la proporción de moles en fórmulas conmás elementos, divide la cantidad de moles de cadaelemento por el valor más pequeño de moles.

2. Calcula la proporción de moles de un elemento a otro.

Ejemplo: Determina la fórmula empírica de uncompuesto que contiene 0.455 g de Sn y 1.95g de I.

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2. Calcula la proporción de moles de un elemento a otro.

molHmolC

molHmolC

11

68.768.7

=

3. Utiliza los valores de proporciones como subíndicesen la fórmula empírica.

CHCH4. Calcula el múltiplo que convierte la fórmula empíricas

en molecular.

6/02.13/12.78

= = molgmolgMúltiplo

Ejemplo: Calcula la fórmula empírica y la fórmulamolecular de benceno. Este compuesto contiene 92.24%C y 7.76% H y masa molecular 78.12 g/mol.

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Cálculo de Fórmulas Moleculares

Ejemplo: Calcula la fórmula empírica y la fórmulamolecular de benceno. Este compuesto contiene 92.24%C, 7.76% H y masa molecular 78.12 g/mol.

molHgH

molHgH 68.701.1

176.7 = ´

Estrategia:Estrategia:

1.Calcula los moles de cada elemento.Dadas las composiciones porcentuales, asumimos que se tienen100 g de compuesto. Entonces, 92.24% de 100 g es 92.24 g y7.76% de 100 g es 7.76g.

molCgC

molCgC 68.701.12

124.92 = ´

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5. Multiplica el múltiplo calculado por todos los subíndicesen la fórmula empírica.

6´ (CH)FFóórmula molecular: Crmula molecular: C66HH66

Ejemplo: Calcula la fórmula empírica y la fórmulamolecular de benceno. Este compuesto contiene 92.24%C y 7.76% H y masa molecular 78.12 g/mol.

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Reacciones y EcuacionesQuímicas

• Las ecuaciones quecuaciones quíímicasmicas son representacionessimbólicas de lo que ocurre durante cambios químicoso reacciones químicas, en términos de fórmulas.

• Ejemplo:

2CO + O2 2CO2

Durante los cambios químicos lasmoléculas se transforman enátomos o en moléculas diferentes.

ProductosReactivos

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Ecuaciones Químicas

Los coeficientes estequiométricos indican lascantidades de cada compuesto que participanen la reacción.

2CO + O2 2CO2

Reactivos Productos

CoeficientesEstequiométricos

Dirección de lareacción

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Ejemplos de Reacciones Químicas

• Reacciones de combinación– Dos reactivos se unen para formar un producto.– Ejemplo: N2 + 3 H2à 2 NH3

• Reacciones de descomposición– Un solo reactivo se rompe en dos o más sustancias.

• Ejemplo: 2 NaN3à 2 Na + 3 N2

• Reacciones de combustión– Reacciones que producen flama. Envuelven O2.– Ejemplo: 2 C2H6 + 7 O2 à 4 CO2 + 6 H2O

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Balanceo de Ecuaciones Químicas

• Para corregir la ecuación anterior, añade un 6 frentela especie donde se encuentra el oxígeno.

P4 + 6 N2O à P4O6 + N2

6O6 1O2N12 2N4P4P

ProductosReactivos

• Esta corrección reparó el desbalance en oxígeno,pero creó un desbalance en nitrógeno.

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Balanceo de Ecuaciones Químicas• Los elementos deben encontrarse en cantidades

iguales en reactivos y productos, para así evidenciarque la materia no se creó ni se destruyó durante lareacción (Ley de Conservación de Masa).

• Ejemplo:P4 + N2O à P4O6 + N2

6O1O2N2N4P4P

ProductosReactivos

• Para corregir este error y “balancear la ecuación”debes colocar coeficientes estequiométricos frente alas especies.

Da la impresiónque durante la

reacción se creóoxígeno.

26

Ecuaciones Químicas

2CO + O2 2CO2

2 moléculasCO

1 moléculaO2

2 moléculasCO2

+ à

2 molesCO

1 molO2

2 molesCO2

+ à

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Balanceo de Ecuaciones Químicas

• Añade un coeficiente en la especie que contienenitrógeno en los productos.

P4 + 6 N2O à P4O6 + 3 N2

6O6 1O12 2N12 2N

4P4PProductosReactivos

• Ahora, todos los elementos están en igualescantidades en reactivos y productos, por lo tanto laecuación está balanceada.

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Estequiometria

• Puedes resolver los problemas de estequiometríausando análisis dimensional.

• Usa las masa molares y los coeficientesestequiométricos como factores de conversióndependiendo de lo que deseas calcular.

A B

masamolar A

masamolar B

coeficienteestequiométrico

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Estequiometría

• La EstequiometrEstequiometrííaa es el estudio de lascantidades de reactivos que se consumen y productosque se forman durante una reacción.

• Usa los coeficientes estequiométricos para establecerlas relaciones entre especies.

Ejemplo: Calcula cuántos moles de CO2 se formanal utilizar 1.79 moles de O2 en la siguiente reacción.

2 C2H6 + 7 O2 à 4 CO2 + 6 H2O

22

22 02.1

7479.1 molCO

molOmolCOmolO = ´

Relaciones entre especiessegún la ecuación balanceada

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Estequiometria y ReactivoLimitante

• No siempre las reacciones comienzan con lascantidades exactas de reactivos que prescribela ecuación química.

• Es común que durante el progreso de unareacción, uno de los reactivos se acabe antesque el otro. Ante estas circunstancias, ¿cómocalculamos la cantidad de producto querealmente se va a formar?

• La cantidad de producto que se formadepende del reactivo que se consuma primero,conocido como el reactivo limitantereactivo limitante.

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Estequiometria

Ejemplo: Determina los gramos de CO que senecesitan para que reaccionen 2 moles deFe2O3, según la reacción:

Fe2O3 + 3 CO à 2 Fe + 3 CO2

gCOmolCO

gCOOmolFe

molCOOmolFe 99.81

01.281

3107.032

32 = ´ ´

32

2. Calcula la de producto que se forma a partir delreactivo limitante.

Ejemplo: Determina la cantidad (en moles) de agua quese forma cuando comienzas con 5.6 moles de H2 y 5.6moles de O2. 2 H2 + O2 2 H2O

OmolHmolHmolOmolH 2

2

22 8.2

216.5 = ´

31

Estequiometria y ReactivoLimitante

Ejemplo: Determina la cantidad (en moles) de agua quese forma cuando comienzas con 5.6 moles de H2 y 5.6moles de O2.

2 H2 + O2 2 H2OEstrategia:Estrategia:

1.Identifica el reactivo limitante.Usa uno de los reactivos para determinar cuanto delotro reactivo necesita para reaccionar completo.

22

22 2.11

126.5 molHmolOmolHmolesO = ´

Para que 5.6 moles de O2 reaccionen por completo senecesitan 11.2 moles de H2. Solo hay 5.6 moles de H2disponibles. Por lo tanto H2 es el reactivo limitante.