Unidad 5: Formulas quimicas

Prof. Jean F Ruiz Calderon

Reacciones químicas

Reactivos Productos

Ecuaciones químicas

• Reactivo - las sustancias que existen antes de a el cambio químico (o la reacción) ocurre.

• Productos - las nuevas sustancias se forman que durante los cambios químicos.

• La ECUACIÓN QUÍMICA indica los reactivos y productos de una reacción.

Evidencias de reacciones químicas

Cambio en color Formación de precipitado

Formación de gas

Liberación o absorción de calor

Cl

Cl

ClH

H

H

ClClCl

ClHH

H

H

H2 + Cl2 HCl H2 + Cl2 2 HCl

productos los reactivo

H

Cl

productos los reactivo

H

Cl

2

2

2 2

2 2

1

1

(desequilibrado) (balanceado)

Ecuaciones desequilibradas y equilibradas

¿?

Visualización de una reacción química

Na + Cl2 NaCl

Cl2 NaClNa

2

10 5 10

2

10 5 10

Como calibrar una ecuación química?

• Pasos para “balancear” una ecuación:1. Determine el numero de reactivos y productos2. Si un elemento aparece en UN solo compuesto en cada

lado de la reacción, comience balanceando ese elemento primero.

3. Continúe balanceando los demás elementos hasta encontrar los coeficientes correctos.

4. NUNCA intente calibrar su ecuación cambiando el sub-índice de los reactivos o productos!

• Usted puede usar fracciones, y al final , si desea, multiplicar TODOS los coeficientes por el denominador común.

Ecuaciones químicas de equilibrio

Ecuación equilibrada - una en de el cual el número los

átomos de cada elemento como reactivo son iguales a número de átomos de ese elemento como producto

Determinar si la ecuación siguiente es equilibrada.

2 Na + H2O NaOH + H2

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

Ejercicios: Calibre las siguientes ecuaciones quimicas

1.NH3 + O2 N2 + H2O

2.HCl + Ca CaCl2 + H2

3.CH4 + O2 CO2 + H2O

4.NO2 + NH3 N2 + H2O

Estados de la materia

• A veces se necesita indicar en una ecuacion quimica los estados de la materia en los reactivos y en los productos. Para esto utilizamos los siguientes simbolos:(s) para solido(l) para liquido(g) para gas(aq) o (ac) para solucion acuosa

Ejemplos:NO (g) + O2 (g) NO2 (g)

C6H12 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)

Regla del octeto

• La regla del octeto es la tendencia que tienen los atomos a tener el mismo arreglo en sus electrones como lo tienen los gases nobles.

• Esto se debe a que la estabilidad de los atomos ocurre cuando llenan su capa de valencia.

Iones

• Los iones son aquellos con cargas ionicas.

Cation (carga +)

Anion (carga -)

Los enlaces iónicos ocurren comúnmente entre un metal y un no-metal

Iones comunes

Iones poliatómicos• Es un ion (que tiene carga)

compuesto por 2 o mas átomos que están unidos por un enlace covalente.

Ejercicio: Enlaces ionicos

• Cual (es) de los siguientes pares de elementos tienen mayor probabilidad de formar un compuesto ionico?

a. Li y Clb.O y Brc. K y Od.Na y Nee.N y F

Ejercicio: Enlaces ionicos

• Cual (es) de los siguientes pares de elementos tienen mayor probabilidad de formar un compuesto ionico?

a.Li y Clb.O y Brc. K y Od.Na y Nee.N y F

Ejercicio: Enlaces ionicos

• Escriba la formula ionica correcta para el compuesto que se forma de los siguientes iones:

a. Na+ y O2-

b.Al3+ y Br-

c. Ba2+ y N3-

d.Mg2+ y F-

e.Al3+ y S2-

Ejercicio: Enlaces ionicos

• Escriba la formula ionica correcta para el compuesto que se forma de los siguientes iones:

a. Na+ y O2- = Na2O

b.Al3+ y Br- = AlBr3

c. Ba2+ y N3- = Ba3N2

d.Mg2+ y F- = MgF2

e.Al3+ y S2- = Al2S3

Enlaces covalentes

• Son mas comunes entre dos no-metales.• En este enlace se comparten los electrones

(esto se debe a la alta energía de ionización de los no-metales).

Enlaces covalentes

• Se utiliza la estructura de Lewis para representar los enlaces covalentes. En esta estructura, los electrones se representan con puntos o con una linea (cuando son 2 electrones).

+ =

Enlaces covalentes dobles y triples

• Cuando se comparten 2 electrones entre 2 atomos se crean enlaces covalentes dobles.

• Cuando se comparten 3 electrones entre 2 atomos, se crean enlaces covalentes triples.

Ejercicio: enlaces covalentes

• Dibuje la estructura de Lewis de Dioxido de carbono (CO2), donde el atomo de carbono es el central.

Ejercicio: enlaces covalentes

• Dibuje la estructura de Lewis de Dioxido de carbono (CO2), donde el atomo de carbono es el central.

Concepto de mol• El término mol proviene del latín moles, que

significa “una masa” • 1 mol = la cantidad de materia (átomos,

moléculas o iones) que contienen 12g de 12C.

• Mediante diversos experimentos científicos se ha determinado que el número de átomos que hay en 12g de 12C es 6.0221367 ·1023

número de Avogadro

Avogadro contando el número de moléculas en

un mol

Concepto de mol

Por definicion:En 1 mol hay 6.02 x 1023 (el número de Avogadro) unidades de materia físicas

reales ( átomos, moléculas o iones).

Masa molar

• La masa de un mol de cualquier sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o atómica para los átomos) expresada en gramos. Esta se denomina como masa molar. Masa molar de algunos elementos y compuestos

Sustancia Masa molar

1 mol de C 12.0 g

1 mol Na 23.0 g

1 mol de Fe 55.9 g

1 mol de NaF 42.0 g

1 mol de C6H12O6 (glucosa) 180.1 g

1 mol de C8H10N4O2 (cafeina) 194.1 g

Masa molar

• Ejemplo: Tenemos 225 g de agua, ¿cuántos moles tiene? Necesitamos la masa molecular del agua (masa agua= 18 u):

12.5

Ejercicio: Masa molar

En un pote de sal hay 737 g de NaCl. Cuantos moles de NaCl hay en ese pote?

Factor de conversion: 1mol NaCl 58.5 g NaCl

737 g NaCl x 1mol NaCl 58.5 g NaCl

12.6 mol de NaCl

Calculando los gramos a partir de la ecuacion quimica

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Con los coeficientes bien balanceados puedo hacer afirmaciones como:•Se producen 2 moles de H2O por cada 2 moles de H2 que se consumen.

•Se producen 2 moles de H2O por cada 1 mol de O2 que se consumen.

•Se consumen 2 moles de H2 por cada 1 mol de O2 que se consumen.

Por lo tanto creas estos factores de conversión:1 mol H2/ 1 mol de H2O 2 mol H2/ 1 mol de O2

2 mol H2O/ 1 mol de O2

Calculando los gramos a partir de la ecuación química

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Factores de conversión:2 mol H2/ 2 mol de H2o 2 mol H2/ 1 mol de O2

2 mol H2O/ 1 mol de O2

¿Cuántos moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1.57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

__ mol H2O = (1.57 mol O2) 2 mol H2O = 3.14 mol H2O

1 mol O2

Reactivo limitante

• Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. 

• El reactivo limitante es aquel que se encuentra en menor cantidad basado en la ecuación química ajustada.

• En vida real, cuando hacemos reacciones, a veces se usa un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo limitante. 

Reactivo limitante

• Reactivo limitante: se consume por completo y limita la cantidad de producto que se forma.

Ejercicio: • Para la reacción:

2 H2 + O2 2 H2O

• ¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Ejercicios de practica

• Considere todo lo que ha aprendido hasta ahora y conteste las siguientes preguntas:

Supongamos que se mezclan 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

Reacción química: NH3 (g) + CO2 (NH2)2CO (ac) + H2O (l)

Ejercicios de practica

• Pasos a seguir para resolver:1.Balancee la ecuación química2.Convierta los gramos de los reactivos a

moles3.Defina las proporciones estequiometricas4.Calcule cuantos moles de urea se obtienen

si cada reactivo se consume en su totalidad

5.Determine el reactivo limitante6.Convierta de moles a gramos de urea

(tomando en consideracion).