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tema 5 estequiometria y fundamentos de reactividad

Quimica - Ingeniería de los Materiales URJC

Profesor: No especificado

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QUÍMICA TEMA 5 Estequiometría y fundamentos de reactividad Grado en Ingeniería de los Materiales 1er curso 2012-2013 Introducción 1. 2. 3. 4. 5. Masas atómicas Número de Avogadro Concepto de mol Los compuestos químicos y sus fórmulas Constitución de los compuestos químicos 5.1. Cálculo de la composición centesimal de un compuesto a partir de la fórmula molecular 5.2. Determinación de fórmulas a partir de la composición centesimal 5.3. Análisis de los productos de combustión Reacciones y ecuaciones químicas Estequiometría Las reacciones químicas en disolución Expresión de la concentración Reactivo limitante Rendimiento de las reacciones 6. 7. 8. 9. 10. 11. Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 1. Masas atómicas · · La masa de un átomo es infinitamente pequeña Se expresa en unidad de masa atómica (u.m.a.) De forma arbitraria · · masa de un átomo de C-12 = 12 uma 1 uma = masa de un átomo de C-12 12 Acuerdo universal Unidad estándar de masa atómica: 1/12 de la masa de un átomo de C-12 Escala de masas atómicas relativa: compara la masa de un átomo con la de un átomo de C-12 Ejemplo: la masa de un átomo de H es el 8,400 % de la masa de C-12 12 x 0,08400 = 1,008 uma Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 1. Masas atómicas Isótopos del mismo elemento Distintas posiciones en una escala horizontal previamente calibrada Distintas masas atómicas de los isótopos Masas de distintos elementos Desviaciones de las trayectorias de los átomos en un campo magnético: > masa < desvío Abundancia relativa (%) 50 40 30 51 % 49 % 20 ESPECTRÓMETRO 10 DE MASAS Abundancia natural de los isótopos 0 80,92 78,92 Diferente intensidad de los picos Masa atómica (uma) del espectro de masas Cálculo de la masa atómica media Abundancia natural de cada isótopo de un elemento: -Masa atómica de cada isótopo -Abundancia natural de cada isótopo Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 1. Masas atómicas Masa atómica = i (masa isotópica) x de un elemento (porcentaje de abundancia) i = todos los isótopos Masa atómica = [(masa i1)x(fracción abundancia i1) + (masa i2)x(fracción de un elemento abundancia i2) + ...] Cuestión 1: El bromo está constituido por dos isótopos de masas 78,92 (51%) y 80,92 (49%). Calcular la masa atómica del bromo. Solución: 79,90 uma Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 2. Número de Avogadro · La definición de unidad estándar de masa atómica permite asignar un valor de masa atómica para cada elemento. Los átomos son partículas extremadamente pequeñas ¿Cómo se puede relacionar la masa de un átomo en uma con su masa en gramos? · Se ha podido determinar el número de átomos que se pesan cuando se toma una cantidad en gramos de un elemento igual a su masa atómica. Este número extremadamente grande es el NÚMERO DE AVOGADRO NA = 6,022 x 1023 Amadeo Avogadro (1776-1856) Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 2. Número de Avogadro Ejemplo: 12,01 g de C contienen 6,022 x 1023 átomos de este elemento 63,5 g de Cu contienen 6,022 x 1023 átomos de este elemento 107,9 g de Ag contienen 6,022 x 1023 átomos de este elemento Cuestión 2: Calcular la masa (en g) de Ag presente en 2,01 x 1022 átomos de Ag. ¿Será mayor o menor que la masa atómica de Ag? Solución: 3,60 g de Ag Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 3. Concepto de mol · Unidad básica de la cantidad de sustancia: "cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales que las que existen en exactamente 12,00000 g de C-12, es decir el NA". unidades elementales: átomos, moléculas, iones o cualquier otra partícula 1 mol = NA = 6,022 x 1023 partículas La masa atómica de cualquier elemento, expresada en gramos, corresponde a 1 mol de dicho elemento MASA MOLAR Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 3. Concepto de mol Conclusión: el mol permite relacionar el número de partículas de una sustancia con su masa y viceversa X g/mol Masa de sustancia X 1mol/g Ejemplo: C O2 X 6,022 x 1023 partículas/mol Moles de sustancia Número de partículas X 1mol/6,022 x 1023 partículas 6,022 1023 es el número de átomos de C que hay contenidos en 12 g de carbono 6,022 1023 es el número de moléculas de O2 que hay contenidos en 16 + 16 = 32 g de oxígeno CO2 6,022 1023 es el número de moléculas de CO2 que hay contenidas en 12 + 16 + 16 = 44 g de dióxido de carbono Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 3. Concepto de mol Cuestión 3: Calcular el número de partículas que existen en las siguientes cantidades de sustancias: a) 0,225 moles de átomos de Na; b) 2,25 x 10-3 moles de moléculas de O2. Solución: a) 1,35 x 1023 átomos Na b) 1,35 x 1021 moléculas O2 Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 4. Los compuestos químicos y sus fórmulas Elemento: cualquier sustancia que no puede descomponerse en otras sustancias químicamente más simples. Compuesto: cualquier sustancia formada por combinación de dos o más elementos. Fórmula molecular y fórmula empírica: ambas fórmulas representan a un mismo compuesto. La fórmula molecular es un múltiplo entero de la empírica. Fórmula estructural: muestra el orden en el que se unen los átomos en una molécula y los tipos de enlace. Ejemplo: C2H4O2 (fórmula molecular); CH2O (fórmula empírica) HO I II H-C-C-O-H (fórmula estructural) I H Compuesto: Ácido acético Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5. Constitución de los compuestos químicos ·Una fórmula química contiene información cuantitativa sobre un compuesto y sus elementos constituyentes. ·La masa molecular es la masa de una molécula en unidades de masa atómica. Se obtiene sumando las masas atómicas medias ponderadas. Ejemplo: masa molecular Mg(NO3)2 = masa atómica Mg + 2 [masa atómica N + 3 (masa atómica O)] Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5. Constitución de los compuestos químicos ·La fórmula molecular de un compuesto dice los moles de átomos de cada elemento que hay por mol de compuesto. 2 mol de átomos de C 1 mol de átomos de H 1 mol de átomos de Br 1 mol de átomos de Cl 3 mol de átomos de F Ejemplo: Por cada mol de C2HBrClF3 Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5.1. Cálculo de la composición centesimal de un compuesto a partir de la fórmula molecular ·Los pasos a seguir son los siguientes: 1. Calcular la masa molecular. 2. Para cada elemento: proporción entre su contribución a la masa del compuesto y la masa total del compuesto. 3. Composición centesimal del elemento (x 100). Cuestión 4: ¿Cuál es la composición centesimal, en masa, del halotano, C2HBrClF3? Solución: % C = 12,17 % % H = 0,51 % % Br= 40,48 % % Cl= 17,96 % % F = 28,88 % Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5.2. Determinación de fórmulas a partir de composición centesimal ·La composición centesimal establece las proporciones relativas en masa de los elementos de un compuesto. Composición % en masa del compuesto Suponer 100 g Gramos de cada elemento x 1 / masa molecular Moles de cada elemento Calcular las razones molares Fórmula empírica Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5.2. Determinación de fórmulas a partir de composición centesimal ·La composición centesimal establece las proporciones relativas en masa de los elementos de un compuesto. Ejemplo: La composición en masa de 2-desoxirribosa (azúcar constituyente básico del DNA) es 44,77 % de C, 7,52 % de H y 47,71 % de O. 1. En 100 g de muestra hay: 44,77 g de C 44,77 g C x 1 mol C / 12,011 g C = 3,727 mol C 7,52 g de H 7,52 g H X 1 mol H / 1,008 g H = 7,46 mol H 47,71 g de O 47,71 g O x 1 mol O / 15,999 g O = 2,982 mol O 2. Fórmula prueba: C3,727H7,46O2,982 3. Dividir por el menor: C3,727H7,46O2,982 = C1,25H2,50O 2,982 2,982 2,982 4. Redondeo a números enteros C(4 x 1,25)H(4 x 2,50)O(4 x 1) = C5H10O4 FÓRMULA EMPÍRICA 5. Fórmula molecular: múltiplo de la fórmula empírica Dato: Masa molecular determinada experimentalmente de 2-desoxirribosa = 134 5 x 12 + 10 x 1 + 4 x 16 = 134 FÓRMULA MOLECULAR = FÓRMULA EMPÍRICA = C5H10O4 Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5.3. Análisis de los productos de combustión ·En el análisis de los productos de combustión, una muestra de un compuesto que tiene C, H y O de masa conocida se quema en una corriente de gas oxígeno. ·Después de la combustión, todos los átomos de C de la muestra se encuentran en el CO2 y todos los átomos de H en el H2O. ·Los átomos de O en el CO2 y en el H2O pueden proceder parcialmente de la muestra y del gas oxígeno consumido en la combustión. La cantidad de O en la muestra se determina de forma indirecta. Antes de la combustión Después de la combustión CXHYOZ + O2 X CO2 + y/2 H2O Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 5.3. Análisis de los productos de combustión Cuestión 5: La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis grandes puede ser efectiva para evitar los resfriados. La combustión de una muestra de 0,2000 g de este compuesto formado por C, H y O produce 0,2998 g de CO2 y 0,0819 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la vitamina C? Solución: C3H4O3 Tema 5: Estequiometría y fundamentos de reactividad 6. Reacciones y ecuaciones químicas ·Una reacción química es un proceso en el cual las sustancias originales (REACTIVOS), se transforman en otras nuevas (PRODUCTOS). REACTIVOS PRODUCTOS ·Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. propano + oxígeno dióxido de carbono + agua C3H8 + O2 reactivos CO2 + H2O productos No se puede aceptar como ecuación química Todos los átomos presentes en reactivos tienen que aparecer en productos Hay que AJUSTAR LA REACCIÓN C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O Tema 5: Estequiometría y

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