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Temas principales 1. Formula empírica, molecular y composición

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Temas principales 1. Formula empírica, molecular y composición
Temas principales
1. Formula empírica, molecular y
composición porcentual
2. Clasificación y nomenclatura
3. Relaciones de masa en los
cambios químicos
Ing. Sol de María Jiménez González
1
1. Formula empírica:
– Es la secuencia de símbolos de elementos con un
subíndice cada uno, que es un número entero.
– Los subíndices indican la proporción o relación
mínima en que se encuentran los átomos de cada
elemento.
Compuesto
Fórmula empírica
Proporción
Acetileno
CH
1:1
Glucosa
CH2O
1:2:1
Ing. Sol de María Jiménez González
2
2. Fórmula molecular
Los subíndices expresan el número real de
átomos de cada uno de los elementos.
Compuesto
Fórmula empírica
Fórmula
molecular
Acetileno
CH
C2H2
Glucosa
CH2O
C6H12O6
Ing. Sol de María Jiménez González
3
3. Forma estructural de rayas simple
Indica cuáles átomos se unen entre sí y la
multiplicidad de los enlaces.
Compuesto
Fórmula
empírica
Fórmula
molecular
Formula
estructural
de rayas
Acetileno
CH
C2H2
H-C≡C-H
Glucosa
CH2O
C6H12O6
Ing. Sol de María Jiménez González
4
4. Fórmula estructural de Lewis
– Muestra la disposición de los átomos y la
multiplicidad del enlace.
– Muestra todos los electrones de cada átomo.
– Difiere de la fórmula estructural simple de rayas
por la inclusión de los electrones no enlazantes.
– En la estructura de Lewis, el símbolo de cada
elemento representa el núcleo y los electrones
internos; se denomina tronco.
La fórmula estructural simple representa
solo los electrones enlazantes de cada
átomo, mientras que la de Lewis incluye
todos los electrones de la capa externa
Ing. Sol de María Jiménez González
5
SALES
Ión metálico + ión no metálico
Ión metálico + ión poliatómico
NaCl
CaCO3
Óxidos
Iones metálicos + iones óxido, O2-
CaO
Hidróxidos o
Bases
Iones hidróxido (OH-) + metal
Mg(OH)2
Ácidos
(oxácidos)
Iones hidronio + iones poliatómicos que tienen
oxígeno
HNO3
Hidruros
Hidrógeno + metal del grupo 1A o Ca, Sr Ba del
grupo 2A
LiH
Hidratos
Compuestos iónicos que tienen asociadas
moléculas de agua
CuSO4·5H2O
Ing. Sol de María Jiménez González
6
COMPUESTOS IÓNICOS
Casos
Formación del nombre
Especie
Nombre
Anión
monoatómico
Nombre del elemento + uro
Excepciones: óxido y sulfuro
Br-
Bromuro
Anión poliatómico
Cada uno tiene su nombre
(Pág. 332)
SO42-
Sulfato
Catión
monoatómico
Nombre del elemento +
número de oxidación
Cu2+
Cobre (II)
Catión poliatómico
Nombre propio
NH4+
Amonio
Número de oxidación: repasar capítulo 4. Ver Pág. 323, cuadro 5.1
Ing. Sol de María Jiménez González
7
COMPUESTOS IÓNICOS
Casos
Formación del nombre
Especie
Nombre
Sales
Nombre del anión + “de” +
nombre del catión
KBr
CuSO4
Bromuro de potasio
Sulfato de cobre (II)
Hidratos
Nombre de la sal + “hidrato”,
con prefijo que indica el
número de moléculas de agua
CuCl2·2H2O
Cloruro de cobre
(II) dihidratado
Óxidos metálicos
“Óxido de” + nombre de catión
+ número de oxidación
Fe2O3
Óxido de hierro (III)
Hidróxidos
“Hidróxido de” + nombre de
catión + número de oxidación
NH4OH
Hidróxido de
amonio
Oxiácidos
“Ácido” + nombre del oxianión,
con cambio del sufijo: ito por
oso y ato por ico
HBrO
H2SO4
Ácido hipobromoso
Ácido sulfúrico
Hidruros
“Hidruro de” + nombre del
metal del grupo 1A
KH
CaH2
Hidruro de potasio
Hidruro de calcio
Ing. Sol de María Jiménez González
8
COMPUESTOS COVALENTES
Casos
Formación del nombre
Dos no
metales
(4A o 7A)
Nombre del no metal más
electronegativo (con prefijo que
indica el número de átomos, si es
diferente de uno, y con la
terminación uro) + nombre del no
metal menos electronegativo (con
prefijo que indica el número de
átomos, si es necesario)
Óxidos no
metálicos
“Óxido de” con prefijo que indica el
número de átomos de oxígeno +
nombre del otro elemento (con
prefijo que indica número de
átomos)
Ing. Sol de María Jiménez González
Especie
Nombre
PCl5
Pentacloruro de
fósforo
P2S3
Trisulfuro de
difósforo
P2O5
Pentóxido de
difósforo
9
COMPUESTOS COVALENTES
Casos
Formación del nombre
Especie
Nombre
Hidruros
“Hidruro de” con prefijo que indica el
número de hidrógenos + nombre del
elemento del grupo 3A, 4A y 5A (o Be
o Mg). La mayoría tienen nombre
comunes
BH3
Trihidruro de boro
Borano
Hidrógenono metal,
de grupos
6A y 7A
Nombre del no metal con el sufijo
“uro” + “de hidrógeno” (con prefijo
que indica el número de átomos de
hidrógeno, si es diferente de uno.
Excepción: sulfuro (azufruro)
HBr
Bromuro de
hidrógeno
Hidrácidos
“Ácido” + “ac” (subíndice) + nombre
del no metal + terminación “hídrico”
HBr(ac)
Ácido bromhídrico
Ing. Sol de María Jiménez González
10
Masa atómica
• El valor de la masa atómica en u, se encuentra
en la tabla periódica.
• Puede expresarse en gramos utilizando la
siguiente conversión:
1 u = 1,66054 x 10-24g
Ing. Sol de María Jiménez González
11
Es la suma de las masas atómicas de todos los
átomos que la componen
Calcule la masa molecular del etanol C2H5OH
Átomo
Cantidad
Masa atómica
Masa molecular, u
C
2
12
2 x 12 = 24
H
6
1
6x1 =6
O
1
16
1 x 16 = 16
Masa molecular C2H5OH
Ing. Sol de María Jiménez González
46 u
12
Calcule la masa molecular Mg3(PO4)2
Mg3(PO4)2
El subíndice
afecta todos los
átomos dentro
del paréntesis
Átomo
Cantidad
Masa atómica
Masa molecular, u
Mg
3
24,305
72,9
P
2
30,974
61,9
O
8
16
128
Masa molecular Mg3(PO4)2
Ing. Sol de María Jiménez González
262,8 u
13
Calcule la masa molecular CuCl2·2H2O
El número entero frente a
la molécula del agua afecta
la cantidad de átomos: Son
2 moléculas de agua
CuCl2·2H2O
Átomo
Cantidad
Masa atómica
Masa molecular, u
Cu
1
63,546
63,5
Cl
2
35,453
70,9
H
4
1
4
O
2
16
32
Masa molecular CuCl2·2H2O
Ing. Sol de María Jiménez González
170,4 u
14
1 mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas
como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo carbono 12 (que son
6,022 x 1023 átomos)
Número o constante de Avogadro: 6,022 x 1023
Interpretación
1 mol Cl2
6,022x1023 moléculas de Cl2
2 x 6,022x1023 átomos de Cl
Ing. Sol de María Jiménez González
15
Los valores numéricos de masa atómica (u) de
los elementos de la tabla periódica
corresponden a los valores numéricos de la
masa molar (g/mol) de esos elementos.
Por ejemplo:
La masa atómica del N es 14,01 u, entonces la masa molecular es 14,01 g/mol.
Ing. Sol de María Jiménez González
16
Se tiene una muestra de 200 gramos de Fe2(SO4)3.
Átomo
Cantidad
Masa atómica
Masa molecular, g/mol
Fe
2
55,84
111,68
S
3
32,07
96,21
O
12
16
192
Masa molecular Mg3(PO4)2
Ing. Sol de María Jiménez González
399,9 g/mol
17
Se tiene una muestra de 200 gramos de Fe2(SO4)3.
Ing. Sol de María Jiménez González
18
Se tiene una muestra de 200 gramos de Fe2(SO4)3.
Ing. Sol de María Jiménez González
19
• En una reacción química, la materia no se crea
ni se destruye.
• La suma de la masa de los reactivos es igual a
la masa de los productos.
P4O10 
H 2O 

H 3PO4
P4O10  6 H 2O 
 4 H 3PO4
Ing. Sol de María Jiménez González
20
Cálculo reactivo limitante y rendimientos
Considere la siguiente reacción:
2 Al (s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3 (s).
Se permite que reaccione una mezcla de 1,5 mol de Al y 3
moles de Cl2.
Calcule:
•
Reactivo limitante
• Cuántos moles de AlCl3 se forman?
• Suponga que efectua esta reacción a partir de 10 g de
aluminio. Calcule el rendimiento teórico del AlCl3
• Si se obtienen 28,74 g de cloruro de aluminio en la
reacción, calcule el porcentaje de rendimiento el AlCl3
Ing. Sol de María Jiménez González
21
a) Cual es el reactivo limitante?
 2 mol de Al 
  2 mol de Al  reactivo limitante pues se necesitan 2 mol de
nAl  3 mol deCl2 
 3 mol deCl2 


Al y solo hay 1,5 mol de Al.


 3 mol deCl2 
nCl2  1,5 mol de Al 
  2, 25 mol de Cl2
 2 mol de Al 


b) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman?



1.5 mol de Al   22molmoldedeAlCl
Al
3


  1,5 mol de AlCl3


c) Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 10 g de aluminio. Calcule el rendimiento
teórico del cloruro de aluminio.
 1 mol Al
(10 g Al ) 
 27 g Al

  2 mol AlCl3

  2 mol Al

  133,5 g AlCl 
3

  49, 44 g de AlCl3
  1 mol AlCl3 


d) Si se obtienen 28.74 g de cloruro de aluminio en la reacción, calcule el porcentaje de
rendimiento del cloruro de aluminio.
% ren dim iento 
28, 74 g
ren dim iento real
x 100 % 
x 100  58,1 %
ren dim iento teórico
49, 44 g
Ing. Sol de María Jiménez González
22
Temas principales
1.
2.
3.
4.
Estado termodinámico
Cambio en la energía interna
Calorimetría
Cambio de entalpía
Ing. Sol de María Jiménez González
23
Principios de la termodinámica
Si un objeto de encuentra en equilibrio térmico
con otros dos, los otros dos objetos también
están en equilibrio térmico entre sí.
El cambio de energía interna de un sistema en un
proceso es igual a la energía térmica transferida
hacia el sistema más el trabajo realizado sobre el
sistema durante el proceso.
Ing. Sol de María Jiménez González
24
Estado de un sistema termodinámico
Pared
Puede permitir o
impedir el paso de
materia o energía
Sistema
Parámetros para describir
el estado de un sistema:
•Volumen
•Presión
•Temperatura
•Composición química
•Cantidad de sustancia
Se observa
Ing. Sol de María Jiménez González
Se observa un cambio de
estado en los parámetros
25
Equilibrio entre los sistemas termodinámicos
Un sistema se encuentra en
equilibrio si su estado no cambia
con el tiempo
Equilibrio
Estado de equilibrio mutuo que
alcanzan do o más sistemas que
están en contacto térmico.
Térmico
A partir de la ley cero…
Los sistemas en equilibrio térmico
están a igual temperatura
Ing. Sol de María Jiménez González
26
Energía
En términos La energía que
Según origen
mecánicos la se transfiere
o fuente:
energía de un
puede ser
hidráulica,
sistema puede
trabajo
nuclear,
ser cinética o (mecánica) o
eólica, etc.
potencial
calor (térmica)
Ing. Sol de María Jiménez González
Según campo
de estudio:
eléctrica,
magnética,
mecánica,
química.
27
Proceso adiabático: trabajo mecánico
 Sistema aislado térmicamente
Pared adiabática
Sistema
 Energía térmica transferida es cero
Impide el
intercambio
térmico
Madera y
corcho: malos
conductores
térmicos
Proceso adiabático:
Aquel que ocurre en un sistema que no
se encuentra en contacto térmico con
los alrededores
Trabajo mecánico:
Es la energía necesaria para provocar un pequeño
desplazamiento de un cuerpo mediante una fuerza que
se aplica en la misma dirección del desplazamiento; es
igual al producto de la magnitud de esa fuerza por el
desplazamiento
Ing. Sol de María Jiménez
González
28
∆E: cambio de energía interna ∆E: Efinal - Einicial
∆E: -P x ∆V
Si solo aplicamos trabajo entonces en un proceso adiabático
∆E: w
∆E positivo: alrededores realizan trabajo en el sistema
Si w
∆E negativo: el sistema realiza trabajo sobre los alrededores
Ing. Sol de María Jiménez González
29
Procesos no adiabáticos (diatérmico): calor
Pared diatérmica: permite
intercambio térmico
Cuerpo
mas
caliente
Tinicial
Energía térmica
En un proceso, la energía que
entra o sale del sistema por
intercambio térmico se llama
calor, q
En un proceso, la energía que
entra o sale del sistema por
medios mecánicos se llama
trabajo, w
∆E: q
∆E: w
Ing. Sol de María Jiménez González
30
∆E: w + q
∆E: Energía transferida al sistema
El cambio de entalpía, ∆H, de un sistema,
en un proceso que se lleva a cabo a
presión constante, es igual al calor
absorbido por el sistema qp
H=E+PxV
∆H = qp
Proceso exotérmico
Proceso endotérmico
∆H < 0
Sistema pierde energía (entrega energía
a los alrededores)
Sistema gana energía(recibe energía de
los alrededores)
Ing. Sol de María Jiménez González
∆H > 0
31
∆E: w + q
Si w es solo de expansión
∆E: w
∆E: -P∆V+q
Calorimetría
Intercambio de calor en
función del calor específico:
Q  m c (T f  Ti )
Intercambio de calor en función
de la capacidad calorífica:
Q  C (T f  Ti )
Ley se Hess
∆H: mezcla, fusión,
evaporación,
H   Suma de nP H of (T ; productos )    Suma de nR H of (T ; reac tan tes ) 
formación,
combustión y reacción
Ing. Sol de María Jiménez González
32
• Calcule la entalpía de formación del pentaborato-9 (B5H9) si la
combustión completa de 2 moles libera 9 036,6 KJ.
2 B5H9 (ℓ) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 + 9 H2O(ℓ)
Especie
BsH9(ℓ)
B2O3 (s)
O (g)
H2O(ℓ)
∆Hºf (KJ /
mol)
Sº
(J
/
K·mol)
?
-1 263.6
249.4
-285.8
?
-1 184.1
160.95
69.9
Ing. Sol de María Jiménez González
33
2 B5H9 (ℓ) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 + 9 H2O(ℓ)
Especie
BsH9(ℓ)
B2O3 (s)
O (g)
H2O(ℓ)
∆Hºf (KJ /
mol)
Sº
(J
/
K·mol)
?
-1 263.6
249.4
-285.8
?
-1 184.1
160.95
69.9
El H of del O2(g) es cero por definición.
El oreacción = -9 036.6 KJ (negativo porque se libera energía)
H   Suma de nP H of (T ; productos )    Suma de nR H of (T ; reac tan tes ) 
-9 036,6 KJ = (5 mol) (-1263,6 KJ) + (9 mol) (-285,8 KJ) – (2 mol) H of B5H9 (ℓ) – (12 mol) (0)
-9 036,6 KJ = -6318 KJ – 2 572,2 KJ – (2 mol) H of B5H9 (ℓ)
146,4 KJ = (2 mol) H of B5H9(ℓ)
73,2 KJ/mol = H of B5H9 (ℓ)
Ing. Sol de María Jiménez González
34
Estudiar Apéndice 6.1
Sobre la presión
Ing. Sol de María Jiménez González
35
Fly UP