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UNIDAD III

HIPTESIS DE AVOGADRO

Los tomos son demasiado pequeos para permitir medidas significativas de sustancias qumicas. Para trabajar con cantidades significativas de sustancias, los cientficos las agrupan en unidades llamadas moles. Un mol es definido como el nmero de tomos de carbono en 12 gramos de un istopo de carbn-12, el cual es 602,2 sextillones (6,022 por 10 a la potencia 23) de tomos. Este nmero es llamado nmero de Avogadro o constante de Avogadro. Es usado como el nmero de tomos para cualquier sustancia y la masa de 1 mol de una sustancia es su masa molar.NMERO DE AVOGADROEncuentra la frmula qumica para el compuesto. Este es el nmero de tomos de cada elemento que forma el compuesto. Por ejemplo, la frmula del cloruro de hidrgeno (cido clorhdrico) es HCl

Encuentra la masa molar de cada elemento del compuesto. Multiplica la masa atmica del elemento por la constante de la masa por el nmero de tomos de ese elemento en el compuesto. As es como debes hacerlo: Para el cloruro de hidrgeno, HCl, la masa molar de cada elemento es 1,007 gramos por mol para el hidrgeno y 35,453 gramos por mol para el cloruro.

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

CALCULAR LA MASA MOLAR DE UN COMPUESTOPASOS PARA CALCULAR MOLES:

Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.Encuentra el elemento en la tabla peridica.Anota el peso atmico del elemento. Por lo general, ste es el nmero que se encuentra en la parte inferior, por debajo del smbolo del elemento. Por ejemplo, el peso atmico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar de un compuesto, debes sumar todos los pesos atmicos de cada elemento del compuesto.Multiplica el nmero de gramos del elemento/compuesto por la fraccin 1/masa molar. Esto es 1 mol dividido por los pesos atmicos que acabas de obtener. Puedes expresar esto como una fraccin del nmero de gramos por 1 mol dividido por la masa molar, o compuesto g x 1/masa molar (g/mol) = moles.Divide ese nmero por la masa molar. El resultado es el nmero de moles de tu elemento o compuesto. Por ejemplo, imagina que tienes 2 g de agua, o H20, y quieres convertirlo a moles. La masa molar del agua es 18 g/mol. Multiplica 2 veces 1 para obtener 2. Divide 2 por 18, y tienes 0,1111 moles de H20.

Ejercicio: Un recipiente contiene 200 gramos de CO2. Calcula el nmero de moles 25.0 g Fe( 1 mol 55.85 g)= 0.448 moles FeLa unidad del dato y del denominador del factor de conversin debe ser la misma5.00 g Mg(1 mol 24.31 g)= 0.206 mol MgCuntas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atmica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversin apropiado para obtener moles.

Cuntos tomos de magnesio estn contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a tomos de Mg. Para este factor de conversin necesitamos la masa atmica que es 24.31 g.

EJEMPLOS: CLCULO DE MOLES Ni2 x 58.69 =117.38C3 x 12.01 =36.03O9 x 16 =144 +297.41 g% Ni =117.38297.41x 100= 39.47%% C = 36.03297.41x 100= 12.11%% O =144297.41x 100= 48.42 %39.47 +12.11 +48.42= 100Calcule la composicin porcentual Ni2(CO3)3 (carbonato de Nquel III)

1) Calculamos la masa molar del compuesto

2) Calculamos el porcentaje de cada elemento.

Una forma de comprobar si es correcta la composicin porcentual es sumar los porcentajes de cada elemento. El total de la suma debe ser igual a 100 o un valor muy cercano. Para nuestro ejemplo:

COMPOSICIN PORCENTUALPASO 1Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los porcentajes como gramos. En 100 g de propileno hay14.3 g de H85.7 g de CPASO 2Convertir los gramos a moles. 14.3 g H(1 mol de H 1.01 g H)=14.16 mol H85.7 g de C(1 mol de C12.01 g C)=7.14 mol CPASO 3Dividir cada valor obtenido en el paso 2 entre el menor de ellos. Si los nmeros obtenidos son enteros, usarlos como subndices para escribir la frmula emprica. Si los valores no son enteros , se deben multiplicar por el entero ms pequeo que de por resultado otro entero.H14.6 7.14 = 2.04C7.147.14= 1.0PASO 4Obtener la masa molar de la frmula emprica y dividir, la masa real proporcionada como dato del problema entre la masa molar de la frmula emprica. El resultado debe ser entero o muy cercano a un entero. Este nmero conocido "n" (unidades de frmula emprica) se multiplica por los subndices de la frmula emprica para obtener la frmula molecular.C 1 x 12.01 =12.01n =42.00 14.03= 2.99 3H 2 x 1.01 = 2.02 +14.03FRMULA EMPRICA: CH2FRMULA MOLECULAR: C3H6A partir de la composicin porcentual de un compuesto, podemos calcular la frmula emprica y la molecular de dicho compuesto. Ejemplo: El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. Cul es su frmula emprica?Cul es su frmula molecular?

Los decimales de .0 y .9 se aproximan al entero ms cercano.FRMULA EMPRICA Y MOLECULAR

REACCIONES QUMICASEs la unin de dos o ms sustancias para formar otras con propiedades diferentes.

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

En algunas reacciones qumicas se indica el estado de los componentes de la reaccin: slido, lquido y gaseoso. Tambin se puede indicar la reaccin con dos flechas, cuando se trata de una doble reaccin.

TIPOS DE REACCIONES QUMICASUna reaccin qumica es la manifestacin de un cambio en la materia y la representacin de un fenmeno qumico. A su expresin escrita se le da el nombre de ecuacin qumica, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reaccin a la derecha, ambos separados por una flecha.

Ms exactamente, a la izquierda del smbolo indicamos el contenido inicial del sistema en reaccin (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema final (productos). Cada sustancia se representa por su frmula qumica, y posteriormente debemos ajustar toda la ecuacin.

Para equilibrar o balancear ecuaciones qumicas, existen diversos mtodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuacin qumica cumpla con la ley de la conservacin de la materia.BALANCEO DE ECUACIONES QUMICASEl mtodo de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reaccin qumica de una manera rpida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceoPasos a seguir:- Tomemos en cuenta que una reaccin qumica al estar en equilibrio, debe mantener la misma cantidad de molculas o tomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos. - Si existe mayor cantidad de tomos de x elemento de un lado, se equilibra completando el nmero de tomos que tenga en el otro lado de la reaccin.-Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrgeno y por ltimo oxgeno.MTODO TANTEO ABCDFeS+O2Fe2O3+SO2MTODO ALGEBRAICOA B C D FeS + O2 Fe2O3 + SO2 Este mtodo es un proceso matemtico que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en funcin de los tomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ecuacin a balancear: FeS + O2 Fe2O3 + SO2 Los pasos a seguir son los siguientes: Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuacin:

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuntos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en funcin de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuacin A = 2C . El smbolo produce ( ) equivale al signo igual a (=). Fe A = 2C S A = D O 2B = 3C + 2D

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuacin (obtener el valor de una literal o variable) y obtener despus el valor de las dems variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuacin, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuacin se encontrar el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuacin se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuacin se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

Fe A = 2CS C =2A= D 2B = 3C + 2D S A = D A= 2C D = 4 2B = (3)(2) + (2)(4) O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14 A = 4 B = 14/2 B = 7 4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables:

A B C D 4 FeS + 7 O2 2Fe2O3 + 4SO2 La oxidacin se refiere a: La ganancia de oxgeno por parte de una molculaLa prdida de hidrgeno en una molculaLa prdida de electrones que sufre un tomo o grupo de tomos Aumentando en consecuencia su nmero de oxidacin

La reduccin se refiere a: La prdida de oxgeno por parte de una molculaLa ganancia de hidrgeno en una molculaLa ganancia de electrones que sufre un tomo o grupo de tomos Disminucin o reduccin en su nmero de oxidacin

Los procesos de oxidacin y reduccin suceden simultneamente y nunca de manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.MTODO REDOX Paso 1. Asignar el nmero de oxidacin de todos los elementos presentes en la reaccin y reconocer los elementos que se oxidan y reducen. Nota: Todo elemento libre tiene nmero de oxidacin cero.

Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidacin y reduccin con los electrones de intercambio.

Paso 3. Balancear el nmero de tomos en ambos lados de las semirreacciones. En este caso estn balanceados: Paso 4. Igualar el nmero de electrones ganados y cedidos: Nota: El nmero de electrones ganados debe ser igual al nmero de electrones cedidos.

Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuacin original donde se verific el cambio del nmero de oxidacin: Paso 6. Completar el balanceo ajustando el nmero de tomos en ambos lados de la reaccin por tanteoObservacin 1: Cuando los coeficientes calculados, no igualan la ecuacin es recomendable duplicarlos.Observacin 2: Cuando hay dos o ms oxidaciones o reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y reducciones para igualar la ecuacin.Observacin 3: Cuando en una misma molcula, un tomo se oxida y otro se reduce para obtener el coeficiente de oxidacin y reduccin se hace una restaObservacin 4: En los perxidos la valencia del oxgeno es - 1

OBSERVACIONES:La estequiometria es el rea de la qumica que estudia la relacin entre las molculas de reactantes y productos dentro de una reaccin qumica. Como sabemos, para que se forme un compuesto debe haber una separacin, combinacin o reordenamiento de los elementos, lo que se puede ilustrar por medio de una reaccin, la cual representa el proceso que ocurri para que un determinado reactante llegara a ser un producto.Reactantes Productos

ESTEQUIOMETRA(Louis Joseph Proust 1754-1826).En la formacin de un compuesto, la proporcin de elemento que se combina con una masa definida de otro elemento, ser siempre la misma, es decir, cada compuesto qumico, contiene siempre los mismos elementos unidos en idnticas proporciones.por ejemplo, del cloruro sdico indica que para formar 5 g de cloruro sdico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporcin entre las masas de ambos elementos es:

Si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro, como se calcular cuntos g de sodio se necesita y cul es la proporcin entre las masas:

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

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

Un ejemplo de aplicacin de la ley de Dalton es el siguiente: 16 g de oxgeno pueden combinarse con 14 g de nitrgeno para producir monxido de nitrgeno, o con 7 g de nitrgeno para formar dixido de nitrgeno. Se obtiene una relacin de nmeros enteros sencilla entre las cantidades variables de nitrgeno que se combinan con una misma cantidad de oxgeno. 7:14 = 1:2

LEY DE LAS PROPORCIONES MLTIPLESREACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESOEl reactivo limitante es aquel que limita la reaccin. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reaccin. 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 reaccin y es distinto para cada una de ellas.

Por ejemplo: Si debemos hacer sndwich de queso, y para ello disponemos de siete panes y slo cinco lminas de queso, cuntos sndwiches podr hacer? Slo podr hacer cinco sndwiches, y por tanto las lminas de queso sern el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan ser el reactivo excedente.

REACTIVO LIMITANTE y REACTIVO EN EXCESOEJERCICIOS

Indicar cuntos reactivos se necesitan para formar 6 productos de c/uno

a) 2 NaCl 2 Na + 1 Cl2

b) 1 NaNO3 + 1 KCl 1 NaCl + 1 KNO3

c) 1 Na2CO3 + 1 H2O + 1 CO2 2 NaHCO3

d) 1 CuFeS2 + 3 O2 2 SO2 + 1 CuO + 1 FeO2. Indicar cuntos productos se forman y cuntos sobrantes quedan en cada caso

2 NaCl 2 Na + 1 Cl29 NaCl

1 NaNO3 + 1 KCl 1 NaCl + 1 KNO33 NaNO3 + 7 KCl

1 Na2CO3 + 1 H2O + 1 CO2 2 NaHCO312 Na2CO3 + 15 H2O + 9 CO2

1 CuFeS2 + 3 O2 2 SO2 + 1 CuO + 1 FeO8 CuFeS2 + 16 O2 Pasos:Igualar la ecuacin Calcular UMACalcular moles Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar

El compuesto con menor nmero de moles ser el reactivo limitante y el mayor ser 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 UMAREACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO EJEMPLO:

Si tengo 15 moles de hidrgeno y 10 moles de nitrgeno, cul ser el reactivo limitante, cul el reactivo en exceso, y cuntos moles de amonaco se podrn obtener? Lo primero que debemos hacer es ajustar la reaccin, es decir, colocar los coeficientes estequiomtricos adecuados, para que el nmero de tomos en los reactivos sea igual al nmero de tomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservacin de la materia.

Entonces la reaccin ajustada (al tanteo), quedar de la siguiente manera:3H2 + N2 = 2NH3

Esto se interpreta as: 3 molculas o moles de hidrgeno reaccionan con una molcula o mol de nitrgeno para obtener 2 moles o molculas de amonaco.Entonces, si tengo 15 moles de hidrgeno, reaccionarn con 5 moles de nitrgeno, sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrgeno es el reactivo limitante, y el nitrgeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de hidrgeno se produciran dos moles de amonaco, con 15 moles de hidrgeno obtendremos 10 moles de amonaco.Sirve para determinar la eficiencia de una reaccin especfica. Se obtiene del: Rendimiento experimental (real) x 100Rendimiento terico

Rendimiento experimental es el que se obtiene despus de un proceso de reaccin, que se puede ver afectado por factores como la presin, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc. Rendimiento terico: se calcula a partir del reactivo limitantePORCENTAJE DE RENDIMIENTO1. Balancear la reaccin 2. Convertir a moles todas las cantidades 3. Determinar el reactivo limitante4. Calcular el rendimiento terico 5. Identificar el rendimiento experimental 6. Calcular el porcentaje de rendimiento PASOS PARA CALCULAR PORCENTAJE DE RENDIMIENTOAlgunas 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 obtendr en estado puro.

Como las relaciones estequiomtricas se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los clculos 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% PUREZAUNIDAD IV

Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atraccin o repulsin entre las molculas y el cual el volumen real de las molculas es insignificante.GAS IDEALLEYES DE LOS GASES Las principales leyes que rigen el estado gaseoso son:Ley de Boyle Mariotte Ley de Jacques Charles I y IILey de Gay LussacLey Combinada Ecuacin general Ley de Dalton En las leyes de los gases intervienen 3 factores importantes que son: la presin, el volumen y la temperatura, por lo tanto se usarn las siguientes medidas LEY DE BOYLE MARIOTTE

LEY DE CHARLES ICuando la presin se mantiene constante, los volmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen tambin aumenta. Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por accin del calor se dilata.

LEY DE CHARLES IIComo principio fundamental se tiene que una molcula de cualquier gas que se encuentre a cero grados centgrados y una atmsfera de presin 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

LEY DE GAY LUSSACCuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS, de manera que si la temperatura aumenta, la presin tambin aumenta.

LEY COMBINADATomando en cuenta la intervencin simultnea de los tres factores fsicos: presin, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

ECUACIN GENERAL

P = presin V = volumen N = nmero de moles = Pa = (Peso en gramos del gas) Ma (Peso molecular del gas)T = Temperatura en grados Kelvin R = Constante universal de los gases = 0.082 at li mol . KECUACIN GENERAL

La constante universal de los gases se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: una mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K. Por lo tanto si en la frmula general despejamos R, tendremos:

R = P x V = 1 atm x 22,4 litros = 0.082 at li N x T 1 mol x 273 Kmol - KLEY DE DALTON La presin total de una mezcla de dos o ms gases que no reaccionan entre s es igual a la suma de las presiones de los componentesEjercicio 20:Si un litro de nitrgeno encerrado en un recipiente ejerce una presin de 80 torr y un litro de oxgeno contenido en otro recipiente ejerce una presin de 30 torr. Cul es la presin si se mezclan en un recipiente de un volumen total de un litro.

SOLUCIN: Se denomina as a la mezcla de dos o ms componentes en cantidades fijas o no, que forman un todo homogneo, esto es, que no existan zonas de separacin o fases.Las soluciones se clasifican:

Las soluciones se clasifican:

La concentracin de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solucin. Los trminos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentracin de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

Porcentaje peso a peso (% M/M):indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solucin.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solucin.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el nmero de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solucin.

CONCENTRACIONES Son soluciones que contienen un equivalente qumico del soluto en un volumen de 1000ml (1 L)El equivalente qumico (Eq) se calcula dividiendo el peso molecular (Ma) del soluto expresado en gramos para la valencia.

Sol. N = Eq en 1000 ml Eq de H2SO4 = peso molecular 98 gramos

Eq = 98 gr = 49 gr 2 SOLUCIN NORMAL O NORMALIDAD (SOL. N, N)Solucin molar (Sol. M) es aquella que tiene disuelto una mol del soluto (peso molecular del solvente en gramos) disuelto en un volumen total de 1000 ml

Sol. M = Ma en 1000 ml

A diferencia de la normalidad, en la molaridad no se divide para la valencia.

SOLUCIN MOLAR O MOLARIDAD Pa= M x V x MaM = Pa x 1000 ml 1000 ml V x Ma

V= Pa x 1000 ml Ma = Pa x 1000 ml M x MaM x V

Ejercicio 22: Cuntos gramos de MgSO4 se necesita para preparar 600 ml de una solucin 0.25 M?Cul es la molaridad de una solucin de CaCO3 que en 400 ml, contiene disuelto 30 gramos de la sal ?Se derivan las siguientes frmulas para este tipo de soluciones:Una solucin molal (Sol. m) es aquella que contiene una mol de soluto ms 1000 gramos de solvente.Pam= MaPa= m x Pb x MaPb (Kg) Pb= peso del solvente en KgEjercicio 23: Se tiene una disolucin compuesta de 10 gramos de Hidrxido de Bario de concentracin 2 molal. Encontrar la cantidad de agua en la que se halla disuelta Calcular la molalidad de una solucin que tiene disuelto 15 gramos de KMnO4 en 100 gramos de agua

MOLALIDAD Es una unidad qumica usada para expresar la concentracin de soluto en solvente. Nos expresa la proporcin en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solucin. Se representa con la letra XNo tiene unidades

1. Xsto = MOLES DE SOLUTO MOLES DE SOLUTO + MOLES DE DISOLVENTE 2. Xste = MOLES DE SOLUTO MOLES DE SOLUTO + MOLES DE DISOLVENTE 3. FRACCIN MOLAR Xsto + Xste = 1