Que es Masa Atomica?

 

•masa atómica(m. a.), es la suma de sus protones y neutrones y varía en los distintos elementos de la tabla periódica

 Masa molecular

•Se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso del agua: H2O, su masa molecular es:

•H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)

Mol

•Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera)  en 12 gramos de Carbono.  También se llama Número de Avogadro.  Por ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23 moléculas de etanol

HIPÓTESIS DE AVOGADRO

NÚMERO DE AVOGADRO

Los átomos son demasiado pequeños para permitir medidas significativas de sustancias químicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los científicos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el número de átomos de carbono en 12 gramos de un isótopo de carbón-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de átomos. Este número es llamado número de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el número de átomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.

 

CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTO

1. Encuentra la fórmula química para el compuesto. Este es el número de átomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la fórmula del cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) es HCl

2. Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atómica del elemento por la constante de la masa por el número de átomos de ese elemento en el compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrógeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

3. Suma las masas molares de cada elemento en el compuesto. Esto determina la masa molar de cada compuesto. Así es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrógeno, la masa molar es 1,007 + 35,453, o 36,460 gramos por mol.

 

3. EJEMPLOS: CÁLCULO DE MOLES 

 

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

 

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

 

REACCIONES QUÍMICAS

Es la unión de dos o más sustancias para formar otras con propiedades diferentes.

En una reacción química se pueden especificar dos componentes: Los reactivos o reactantes, que forman el primer miembro de la reacción; y los productos, que constituyen el segundo miembro de la reacción y son sustancias que se obtienen o se forman.

En algunas reacciones químicas se indica el estado de los componentes de la reacción: sólido, líquido y gaseoso.   También se puede indicar la reacción con dos flechas, cuando se trata de una doble reacción. 

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados por una flecha.

Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por su fórmula química, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

MÉTODO TANTEO

El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo

Pasos a seguir:

 - Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.

 - Si existe mayor cantidad de átomos de x  elemento de un lado, se equilibra completando el número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.

- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último oxígeno.

 MÉTODO ALGEBRAICO

 

 

MÉTODO REDOX

La oxidación se refiere a:     

La ganancia de oxígeno por parte de una molécula

La pérdida de hidrógeno en una molécula

La pérdida de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Aumentando en consecuencia su número de oxidación

La reducción se refiere a:    

La pérdida de oxígeno por parte de una molécula

La ganancia de hidrógeno en una molécula

La ganancia de electrones que sufre un átomo o  grupo de átomos

Disminución o reducción en su número de oxidación

Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.

Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso están balanceados:

                                   

Paso 4.  Igualar el número de electrones ganados y cedidos: 

Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se verificó el cambio del número de oxidación:

     

Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de la reacción por tanteo

OBSERVACIONES:

*        Observación 1:  Cuando los coeficientes calculados, no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos.

*        Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuación.

*        Observación 3: Cuando en una misma molécula, un átomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidación y reducción se hace una resta

*        Observación 4: En los peróxidos la valencia del oxígeno es - 1

ESTEQUIOMETRÍA

La estequiometria es el área de la química que estudia la relación entre las moléculas de reactantes y productos dentro de una reacción química.

Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separación, combinación o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reacción, la cual representa el proceso que ocurrió para que un determinado reactante llegara a ser un producto.  

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

(Jonh Dalton). "Las cantidades variables de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar dos o más compuestos distintos, se encuentran en una relación numérica sencilla". 

Un ejemplo de aplicación de la ley de Dalton es el siguiente: 16 g de oxígeno pueden combinarse con 14 g de nitrógeno para producir monóxido de nitrógeno, o con 7 g de nitrógeno para formar dióxido de nitrógeno. Se obtiene una relación de números enteros sencilla entre las cantidades variables de nitrógeno que se combinan con una misma cantidad de oxígeno. 7:14 = 1:2 

REACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESO

El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. Por lo tanto, la cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.

Por ejemplo: Si debemos hacer sándwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer? Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

REACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESO

  

REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO

Pasos:

1. Igualar la ecuación
2. Calcular UMA
3. Calcular moles
4. Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres

Para  calcular la masa del exceso se multiplica los moles por  la UMA

 

EJEMPLO:

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.

Entonces, si  tengo 15 moles de hidrógeno,  reaccionarán con 5 moles de nitrógeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno obtendremos 10 moles de amoníaco.

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

*        Sirve para determinar la eficiencia de una reacción específica.  Se obtiene del:

Rendimiento experimental (real)    x 100

Rendimiento teórico

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

PASOS PARA CALCULAR PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento

  

EJERCICIO

La reacción de 6.8 g de H₂S con exceso de SO₂, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).

 

% PUREZA

Algunas reacciones trabajan con sustancias puras, lo que quiere decir que hay que eliminar las impurezas sobretodo cuando se trata de sustancias minerales.  

Con frecuencia en los laboratorios  e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.

Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los reactivos con impurezas.

La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera:

                               SP = (SI x %Pureza)/100

GAS IDEAL

*        Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas y el cual el volumen real de las moléculas es insignificante.

LEYES DE LOS GASES 

Las principales leyes que rigen el estado gaseoso son:

a)      Ley de Boyle – Mariotte

b)      Ley de Jacques Charles I y II

c)       Ley de Gay Lussac

d)      Ley Combinada – Ecuación general

e)      Ley de Dalton

LEY DE CHARLES II

Como principio fundamental se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa el volumen de 22,4 litros al cual se lo llama “volumen molar”.  Es necesario recordar que las masas moleculares de las moles de los diferentes gases son diferentes pero el volumen es igual para todos ellos 

VT= volumen total o final             

 = coeficiente dilatación gases= 0,00366 = 1/273

V o = volumen molar = 22,4 litros           

T= temperatura  

                100°C                    373 K                                                                  H₂ = 2 gr

1 atm    0°C                         273 K                     1 mol de                              O₂ = 32gr

                 - 273°C                0 K     Cero absoluto                                       N₂ = 28 gr           

                                                                                                                            O₂ = 44 gr

                         

                   VT=Vo (1 +∝T)