act 11. reconocimiento unidad 3. lecturas

7/30/2019 Act 11. Reconocimiento Unidad 3. Lecturas

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ESCUELA DE CIENCIAS BSICAS TECNOLOGAS E INGENIERAS201102- Qumica General

Act No. 11. Reconocimiento Unidad 3

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REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

Imagen tomada dehttp://quimica-noveno.blogspot.com/2011/03/reacciones-quimicas.html

Una Reaccin qumica es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)desaparece para formar una o ms sustancias nuevas.

Las ecuaciones qumicas son el modo de representar a las reacciones qumicas.

Por ejemplo el hidrgeno gas (H2) puede reaccionar con oxgeno gas (O2) para daragua (H20). La ecuacin qumica para esta reaccin se escribe:

2H2(g) + O2(g)

> 2H2O(l)

- El "+" se lee como "reacciona con"

- La flecha significa "produce".

- Las frmulas qumicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias departida denominadas reactivos.

- A la derecha de la flecha estn las formulas qumicas de las sustanciasproducidas denominadas productos.

- Los nmeros al lado antes de las formulas son los coeficientesestequiomtricos(el coeficiente 1 se omite), (2H2 , 2H2O)
http://quimica-noveno.blogspot.com/2011/03/reacciones-quimicas.htmlhttp://quimica-noveno.blogspot.com/2011/03/reacciones-quimicas.htmlhttp://quimica-noveno.blogspot.com/2011/03/reacciones-quimicas.html


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Tomado dehttp://www.slideshare.net/rafaeltic/balanceo-con-imagenes

- Los nmero despus de los elementos que forman la molcula son lossubndices (2H2, 2H2O)

- En la ecuacin se Indica el estado fsico de los reactantes y productos (l) liquido,(s) slido, (g) gaseoso y (ac) acuoso o, en solucin .

- Muestra el desprendimiento de gases o la formacin de un precipitado(sustancia insoluble) en el medio donde ocurre la reaccin.

- En la ecuacin qumica se debe cumplir con la ley de la conservacin de lasmasas, es decir el nmero de tomos de los reactantes es igual al nmero detomos de los productos. Una ecuacin qumica cumple con esta condicincuando esta balanceada.

Ejemplo

Zn(s) + CuSO4(ac) + H2SO4(ac) > Cu(s) + H2(g) +ZnCuSO4(ac)

Tomado dehttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.html

CONCEPTOS MOL, MASA MOLAR (repaso).

El Mol

Tomado dehttp://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena10.pdf
http://www.slideshare.net/rafaeltic/balanceo-con-imageneshttp://www.slideshare.net/rafaeltic/balanceo-con-imageneshttp://www.slideshare.net/rafaeltic/balanceo-con-imageneshttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.htmlhttp://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena10.pdfhttp://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena10.pdfhttp://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena10.pdfhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-02.htmlhttp://www.slideshare.net/rafaeltic/balanceo-con-imagenes


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Un mol se def ine como la cant idad de materia que t iene tantos ob jetos opartculas como el nmero de tom os que hay en exact amente 12 gram osde12C.

Los objetos o partculas pueden ser tomos, molculas, iones, grnulos, etc.

Se ha demostrado que este nmero es: 6,0221367 x 1023. Se abrevia como6.02x1023, y se conoce como nmero d e Avog adro.

mol equivalente a 6.02 x 1023

partculas

Ejemplo 1: Cuntos tomos de hierro (Fe) se encuentran en 2 moles de hierro(Fe)

Solucin: de acuerdo a lo expuesto en la teora, 1 mol de Fe tienen 6.02 x 1023

tomos de Fe, 2 moles tendrn 2 x 6.02 x 1023 =12.04 x 1023tomos de Fe.

Ejemplo 2: Cuntos tomos y cuantas molculas hay en 2 moles de agua (H2O).

Solucin: Recordemos que una molcula de agua est compuesta de trestomos, dos de H y uno de O.

De acuerdo a lo expuesto en la teora, 1 mol de H2O tienen 6.02 x 1023

molculas de de H2O, por tanto en 2 moles hay 2 x 6.02 x 1023 = 12.04 x

1023

molculas de H2O.

Cmo una molcula de H2O tiene 3 tomos, en 12.04 x 1023molculas de

H2O.hay 3 x 12.04 x 1023

= 36,12 x 1023 tomos

Pesos atmicos y moleculares

Los subndices en las frmulas qumicas representan cantid ades exactas.

La frmula del H2O, por ejemplo, indica que una molcula de agua estcompuesta exactamente por dos tomos de hidrgeno y uno de oxgeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la qumica descansan en conocer las masasde los compuestos estudiados.

La escala de masa atmica

Los tomos de elementos diferentes tienen masas diferentes


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Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementosconstituyentes (hidrgeno y oxgeno), indicaban que 100 gramos deagua contenan 11,1 gramos de hidrgeno y 88,9 gramos oxgeno.

Un poco ms tarde los qumicos descubrieron que el agua estaba constituidapordostomos de H porcada tomode O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrgeno h ay el doble detomos que en 88,9 g de Oxgeno.

De manera que 1 tomo de O debe pesar alrededor de 16 veces ms que 1 tomode H.

Si ahora, al H (el elemento ms ligero de todos), le asignamos unamasa relat ivade 1y a los dems elementos les asignamos masas atmicasrelat ivasa este valor, es fcil entender que al Odebemos asignarle masaatmicade 16.

Sabemos tambin que un tomo de hidrgeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24

gramos, que el tomo de oxgeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atmica(uma) veremos que ser muy conveniente para trabajar con nmeros tanpequeos.

Recordar que la unidad de masa atmica umano se normaliz respecto alhidrgeno sino respecto al istopo 12C del carbono ( masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un tomo de hidrgeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masade un tomo de oxgeno (16O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los tomos, se puedeasignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24gramos (una uma pesa muy poquito)

y al contrario:

1 gramo = 6,02214 x 1023uma (un gramo tiene muchas umas)

Masa atmica promedio


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Ya hemos visto que la mayora de los elementos se presentan en la naturalezacomo una mezcla de istopos.

Podemos calcular la masa atmica promedio de un elemento, si sabemos lamasa y tambin la abundancia relativa de cada istopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres istopos, 98,892% de 12C y 1,108%de

13C y una cantidad despreciable de

14C.

Por lo tanto, la masa atmica promedio del carbono ser:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

La masa atmica promedio de cada elemento se le conoce como peso atmico.Estos son los valores que se dan en las tablas peridicas.

Masa Molar

Un tomo de12

C tiene una masa de 12 uma.

Un tomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de lamasa de un tomo de

12C.

Dado que por definicin una mol de tomos de 12C pesa 12 gramos, una mol detomos de

24Mg debe pesar 24 gramos.

Ntese qu e la masa de u n tom o en u nidades de m asa atm ica (uma) esnumric amente equiv alente a la masa de una mol d e ese m ism o tom o engramo s (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar

La masa mo lar (en gramo s) de cualquier sustancia siempre esnumricamente ig ual a s u peso molecu lar (en uma).tomado:http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

Ejemplos

Determinar la masa molar de los siguientes compuestos:HCl, Na2SO4, HNO3, conociendo que, los pesos atmicos de los elementos son:H: 1 uma, Cl: 35,5uma, Na:23 uma, S: 32 uma, O: 16uma, N: 14uma
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html


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- Masa molar de HCl, se calcula sumando los pesos atmicos de los elementosque forman la molcula (H + Cl) obtenindose el peso molecular, el mismo nmerodel peso molecular es la masa molar pero expresada en g/mol.

1uma + 35,5uma = 36,5 umaMasa molecular= 36.5 umaMasa molar = 36,5 g/mol

- Masa molar de Na2SO4 se calcula sumando los pesos atmicos de los elementosque forman la molcula (2Na + S + 4O) obtenindose el peso molecular, el mismonmero del peso molecular es la masa molar pero expresada en g/mol.

2x23 + 32 + 4x16 = 142umaMasa molecular= 142 uma

Masa molar = 142 g/mol

- Masa molar de HNO3 se calcula sumando los pesos atmicos de los elementosque forman la molcula (H + N + 3O) obtenindose el peso molecular, el mismonmero del peso molecular es la masa molar pero expresada en g/mol.

1 + 14 + 3x16 = 63umaMasa molecular= 63 umaMasa molar = 63 g/mol

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES


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Las reacciones qumicas se pueden clasificar

en:

VER:http://www.federicofroebel.org/preparatory/reaccionesquimicas.ppt

LEYES PONDERALES
http://www.federicofroebel.org/preparatory/reaccionesquimicas.ppthttp://www.federicofroebel.org/preparatory/reaccionesquimicas.ppthttp://www.federicofroebel.org/preparatory/reaccionesquimicas.ppthttp://www.federicofroebel.org/preparatory/reaccionesquimicas.ppt


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Ley de la conservacin de la masa.En los procesos de transformacin de lamateria la masa siempre permanece constante. En una reaccin qumica esta leyse aplica diciendo que la masa de los reactantes es igual a la masa de los

productos.

Ley de las proporciones constantes.Cuando dos o ms elementos se combinanpara formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relacin demasas constante. Ejemplo, el hidrgeno y el oxgeno se combinan para formaragua siempre en una relacin de 2:1 de 11.11% y 88.88 %.

Ley de las proporciones mltiples.Cuando dos elementos se combinan paraformar ms de un compuesto, y la masa de uno de ellos permanece constante, lasmasas del otro elemento estn en relacin de nmeros enteros pequeos.Ejemplo, el hierro y el oxgeno de combinan y forman los xidos: FeO y Fe 2O3. Si

tomamos en ambos xidos 56g de hierro, la relacin de las masas de oxgeno es1:3 (realice los clculos).

Ley de los pesos equivalentes.Los pesos de dos sustancias que se combinancon un peso conocido de otra tercera son qumicamente equivalentes entre s.Es decir, sixgramos de la sustanciaA reaccionan conygramos de lasustanciaBy tambinzgramos de otra sustanciaCreaccionan conygramosdeB, entonces sAyCreaccionaran entre s, lo haran en la relacinponderaly/z.Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo.

BALANCEO DE ECUACIONES.

Cuando ocurre una reaccin qumica las cantidades de los productos que seforman deben ser iguales a las cantidades iniciales de reactantes. De esta manerase cumple la ley de la conservacin de la masa.En las ecuaciones qumicas, que representan simblicamente las reacciones,cada reactante y producto debe estar acompaado de un nmero (coeficienteestequiomtrico) que indica la invariabilidad de los tomos y la conservacin de lamasa. Encontrar esos coeficientes es balancear una ecuacin qumica. Existendiversos mtodos de balancear una ecuacin qumica. Miraremos los siguientes:

1. Mtodo de ensayo y errorEste mtodo consiste en probar deferentes coeficientes estequiomtricos paracada reactante y producto de la reaccin para igualar el nmero de tomos a cadalado de la ecuacin.

Ejemplo:Balancear la siguiente ecuacin:

HCl(ac)+ MnO2(s)-------->Cl2(g)+ MnCl2(ac)+ 2H2O(l)


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Los elementos se deben balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguienteorden: 1. metales. 2. no metales. 3. hidrgeno. 4. oxgeno.

Queda:4HCl(ac)+ MnO2(s)--------->Cl2 (g)+ MnCl2(ac)+ 2H2O(l)

2. Mtodo de oxido-reduccin

Entre los mtodos de oxido-reduccin se encuentran :1) Mtodo del cambio del nmero de estado de oxidacin2) Mtodo del in electrn.

Para entender estos mtodos de balanceo por oxido reduccin, es necesario

entender los siguientes conceptos que se estudiarn en este curso:Nmero de oxidacin, o, estado de oxidacinReduccinOxidacin

Agente reductorAgente oxidante

OXIDO REDUCCION

Nmero de oxidacin estado de oxidacinde un elemento es la carga queresultara si los enlaces entre los tomos fueran inicos.

Los nmeros de oxidacin son la gua para balancear reacciones de oxidacin-reduccin en las cuales hay transferencia de electrones.

Oxidacines la prdida de electrones. En un tomo neutro el nmero de cargaspositivas (protones) es igual al nmero de cargas negativas (electrones), y es poresto que cuando ocurre la oxidacin se incrementan las cargas positivas,aumentando el estado o nmero de oxidacin. El elemento o el compuesto dondese encuentra el tomo que se oxida, es elagente reductor.Ejemplo:

Zn0----->Zn2++ 2e-En el ejemplo anterior el zinc tena nmero de oxidacin 0 al perder 2 electronesqueda con nmero de oxidacin+2, se xido, es por consiguiente elagentereductorporque reducir a otro u otros elementos o compuestos.


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Reduccines la ganancia de electrones. Cuando ocurre la reduccin seincrementan las cargas negativas, disminuyendo el estado o nmero de oxidacin.El elemento o el compuesto donde se encuentra el tomo que se reduce, es

elagente oxidante.Ejemplo:

N5++ 2e---------> N3+

En el ejemplo anterior el nitrgeno tena nmero de oxidacin +5, gan 2electrones y le qued nmero de oxidacin +3, se redujo, es por consiguienteelagente oxidanteporque oxidar a otro u otros elementos o compuestos.Ejemplo:

Indicar el agente reductor y el agente oxidante en las siguientes reacciones:

a) 2Al + 6HCl ===> 2AlCl3+ 3H2b) 2KClO3===> 2KCl +3O2Solucin.Cuando ocurre una reaccin qumica de oxidacin-reduccin el agentereductor cede electrones aumentando su estado de oxidacin, es decir se oxida.Por el contrario el agente el oxidante acepta electrones disminuyendo su estadode oxidacin, es decir se reduce. Por esta razn, es necesario determinar qu

tomos en las ecuaciones qumicas dadas cambian su estado de oxidacin:

a) 2Al0+ 6 H+1Cl-1-------> 2Al+3Cl3+ 3 H20El Al pasar de nmero de oxidacin 0 a +3 (aumento su nmero de oxidacin, seoxid), porque perdi electrones. En esta reaccin el aluminio, Al, es el agentereductor.

El HCl (ms exactamente, el in H+) pasa de nmero de oxidacin +1 a 0 (su

nmero de oxidacin baj, se redujo) porque gan electrones. En esta reaccin elH

+es el agente oxidante.

b) 2KCl+5

O3-2

-----> 2KCl-1+ 3O20

Esta reaccin es de oxidacin-reduccin intramolecular. Aqu, el reductor y eloxidante entran en la composicin de una misma molcula.


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ESTEQUIOMETRIA

Es el clculo de las cantidades de reactivos y productos de una reaccin qumica.

Informacin cuantitativa de las ecuaciones ajustadas

Los coeficientes de una ecuacin ajustada representan:

el nmero relativo de moles participantes en dicha reaccin.

Por ejemplo en la ecuacin ajustada siguiente:

la produccin de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 y deun mol de O2.

Por lo tanto, en esta reaccin tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 molesde H2O" son cantidades estequiomtricamente equivalentes.

Estas relaciones estequiomtricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, puedenusarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidaddada de reactivos.

Ejemplo:

Cuntas moles de H2O se producirn en una reaccin donde tenemos 1,57moles de O2, suponiendo que tenemos hidrgeno de sobra?

El cociente:

es la relacin estequiomtrica molar o, REM entre el H2O y el O2 de la ecuacinajustada de esta reaccin.

Ejemplo:

Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de butano (C4H10).


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Para la reaccin de combustin del butano (C4H10) la ecuacin ajustada es:

Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en1,00 gramos de la muestra:

de manera que, si la relacin estequiomtrica entre el C4H10 y el CO2 es:

por lo tanto:

Pero la pregunta peda la determinacin de la masa de CO2 producida, por ellodebemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso moleculardelCO2):

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa deoxgeno consumida, etc.

Las etapas esenciales

Ajustar la ecuacin qumica Calcular el peso molecular de cada compuesto

Convertir las masas a moles Usar la ecuacin qumica para obtener los datos necesarios Reconvertir las moles a masas si se requiere

tomado dehttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.htmlhttp://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-03.html

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