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1. UNIDAD III

2. MASA ATOMICA
masa atómica(m. a.), es la suma de sus
protones y neutrones y varía en los
distintos elementos de la tabla periódica
MASA MOLECULAR
Se calcula sumando las masas atómicas de los
elementos que componen la molécula. Así, en el caso
del agua: H2O, su masa molecular es:
H=2 x 1,00007 + O= 15.9999 = 16 u (Uma)
MOL
Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023
partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones,
partículas subatómicas, etcétera) en 12 gramos de
Carbono. También se llama Número de Avogadro. Por
ejemplo, una mol de etanol es igual a 6.023 × 10 23
moléculas de etanol

3. HIPÓTESIS DE AVOGADRO

4. Los átomos son demasiado
pequeños para permitir medidas
significativas de sustancias
químicas. Para trabajar con
cantidades significativas de
sustancias, los científicos las
agrupan en unidades llamadas
moles. Un mol es definido como
el número de átomos de
carbono en 12 gramos de un
isótopo de carbón-12, el cual es
602,2 sextillones (6,022 por 10 a
la potencia 23) de átomos. Este
número es llamado número de
Avogadro o constante de
Avogadro. Es usado como el
número de átomos para
cualquier sustancia y la masa de
1 mol de una sustancia es su
masa molar.
NUMERO AVOGADRO

5. PASOS PARA CALCULAR MOLES:
PASOS PARA CALCULAR MOLES:
1. Identifica el compuesto o elemento que debas convertir a moles.
2. Encuentra el elemento en la tabla periódica.
3. Anota el peso atómico del elemento. Por lo general, éste es el número que
se encuentra en la parte inferior, por debajo del símbolo del elemento. Por
ejemplo, el peso atómico del helio es 4,0026. Si debes identificar la masa molar
de un compuesto, debes sumar todos los pesos atómicos de cada elemento del
compuesto.
4. Multiplica el número de gramos del elemento/compuesto por la fracción
1/masa molar. Esto es 1 mol dividido por los pesos atómicos que acabas de
obtener. Puedes expresar esto como una fracción del número de gramos por 1
mol dividido por la masa molar, o “compuesto g x 1/masa molar (g/mol) =
moles”.
5. Divide ese número por la masa molar. El resultado es el número 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.

6. EJEMPLOS: CÁLCULO DE MOLES

7. COMPOSICIÓN PORCENTUAL

8. Es la unión de dos o más sustancias
para formar otras con propiedades
diferentes.
En una reacción química se pueden
especificar dos componentes: Los
reactivos o reactantes, que forman el
primer miembro de la reacción; y los
productos, que constituyen el
segundo miembro de la reacción y
son sustancias que se obtienen o se
forman.
En algunas reacciones químicas se
indica el estado de los componentes
de la reacción: sólido, líquido y
gaseoso. También se puede indicar
la reacción con dos flechas, cuando
se trata de una doble reacción.
REACCIONES QUÍMICAS

9. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

10. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la
representación de un fenómeno químico. A su expresión escrita se le da el
nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la
izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados
por una flecha.
Más exactamente, a la izquierda del símbolo indicamos el contenido inicial
del sistema en reacción (reactivos), y a la derecha el contenido del sistema
final (productos). Cada sustancia se representa por su fórmula química, y
posteriormente debemos ajustar toda la ecuación.
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos
métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química
cumpla con la ley de la conservación de la materia.

11. MÉTODO TANTEO
El método de tanteo, se utiliza principalmente para buscar el equilibrio de una reacción química de
una manera rápida, en ecuaciones sencillas y completas, de tal forma que dicho procedimiento no
retrase el proceso principal por el cual se requiera dicho balanceo
Pasos a seguir:
- Tomemos en cuenta que una reacción química al estar en equilibrio, debe mantener la misma
cantidad de moléculas o átomos, tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos.
- Si existe mayor cantidad de átomos de x elemento de un lado, se equilibra completando el
número de átomos que tenga en el otro lado de la reacción.
- Es recomendable comenzar en el siguiente orden: metales, no metales, hidrógeno y por último
oxígeno.

12. MÉTODO ALGEBRAICO
Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada
una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las
ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear:
FeS + O2  Fe2O3 + SO2
Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:
2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos
y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos
en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C)
se establece la ecuación A = 2C .
El símbolo produce ( ) equivale al signo igual a (=).
Fe A = 2C
S A = D
O 2B = 3C + 2D

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

14. MÉTODO REDOX
La oxidación se refiere a:
La ganancia de oxígeno por parte de una molécula
La pérdida de hidrógeno en una molécula
La pérdida de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos
Aumentando en consecuencia su número de oxidación
La reducción se refiere a:
La pérdida de oxígeno por parte de una molécula
La ganancia de hidrógeno en una molécula
La ganancia de electrones que sufre un átomo o grupo de átomos
Disminución o reducción en su número de oxidación
Los procesos de oxidación y reducción suceden simultáneamente y nunca de
manera aislada, por lo que se denominan reacciones redox.

15. Paso 1. Asignar el número de oxidación de todos los elementos presentes en la
reacción y reconocer los elementos que se oxidan y reducen.
Nota: Todo elemento libre tiene número de oxidación cero.
Paso 2. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción con los electrones de
intercambio.
Paso 3. Balancear el número de átomos en ambos lados de las semirreacciones.
En este caso están balanceados:
Paso 4. Igualar el número de electrones ganados y cedidos:
Nota: El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones
cedidos.
Paso 5. Colocar los coeficientes encontrados en la ecuación original donde se
verificó el cambio del número de oxidación:
Paso 6. Completar el balanceo ajustando el número de átomos en ambos lados de
la reacción por tanteo

16. Observación 1: Cuando los coeficientes calculados,
no igualan la ecuación es recomendable duplicarlos.
Observación 2: Cuando hay dos o más oxidaciones o
reducciones, se pueden sumar las oxidaciones y
reducciones para igualar la ecuación.
Observación 3: Cuando en una misma molécula, un
átomo se oxida y otro se reduce para obtener el
coeficiente de oxidación y reducción se hace una
resta
Observación 4: En los peróxidos la valencia del
oxígeno es - 1
OBSERVACIONES:

17. La estequiometria es el área de la química que estudia
la relación entre las moléculas de reactantes y
productos dentro de una reacción química.
Como sabemos, para que se forme un compuesto
debe haber una separación, combinación o
reordenamiento de los elementos, lo que se puede
ilustrar por medio de una reacción, la cual representa
el proceso que ocurrió para que un determinado
reactante llegara a ser un producto.
Reactantes →Productos
ESTEQUIOMETRÍA

18. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
(Louis Joseph Proust 1754-1826). En la formación de un compuesto, la
proporción de elemento que se combina con una masa definida de otro
elemento, será siempre la misma, es decir, cada compuesto químico,
contiene siempre los mismos elementos unidos en idénticas proporciones.
por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro
sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción
entre las masas de ambos elementos es:
Si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro, como se calcular cuántos g de
sodio se necesita y cuál es la proporción entre las masas:

19. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
(Jonh Dalton). "Las cantidades variables de un mismo elemento que se
combinan con una cantidad fija de otro para formar dos o más
compuestos distintos, se encuentran en una relación numérica
sencilla".
Un ejemplo de aplicación de la ley de Dalton es el siguiente: 16 g de
oxígeno pueden combinarse con 14 g de nitrógeno para producir
monóxido de nitrógeno, o con 7 g de nitrógeno para formar dióxido de
nitrógeno. Se obtiene una relación de números enteros sencilla entre las
cantidades variables de nitrógeno que se combinan con una misma
cantidad de oxígeno. 7:14 = 1:2

20. REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
El reactivo limitante es aquel que
limita la reacción. Es decir: una
vez que este reactivo se acaba,
termina la reacción. 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 reacción y es distinto para
cada una de ellas.
Por ejemplo: Si debemos hacer
sándwich de queso, y para ello
disponemos de siete panes y sólo
cinco láminas de queso, ¿cuántos
sándwiches podré hacer? Sólo
podré hacer cinco sándwiches, y
por tanto las láminas de queso
serán el reactivo limitante de este
proceso, mientras que el pan será
el reactivo excedente.

21. REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
REACTIVO LIMITANTE
(R.L.):
• Aquel reactivo que se
consume en su totalidad
durante la reacción y que
limita la cantidad de
producto a obtener,
siendo que existe otro que
no se consume en su
totalidad y del cual sobra
un resto sin reaccionar.
REACTIVO EN EXCESO
(R.E.):
• Aquel reactivo que NO se
consume en su totalidad
durante la reacción y del
cual sobra un resto sin
reaccionar, siendo que
existe otro que limita la
cantidad de producto a
obtener y que no se
consume en su totalidad.

22. REACTIVO LIMITANTE Y EN EXCESO
Pasos:
1. Igualar la ecuación
2. Calcular UMA
3. Calcular moles
4. Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar
El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será
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 UMA

23. EJEMPLO
Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante,
cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?
Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes
estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea
igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de
conservación de la materia.
Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:
3H2 + N2 = 2NH3
Esto se interpreta así: 3 moléculas o moles de hidrógeno reaccionan con una molécula o
mol de nitrógeno para obtener 2 moles o moléculas de amoníaco.
Entonces, si tengo 15 moles de hidrógeno, reaccionarán con 5 moles de nitrógeno,
sobrando otros 5 moles de este elemento. Por lo tanto en este caso, el hidrógeno es
el reactivo limitante, y el nitrógeno, el reactivo en exceso. Si con tres moles de
hidrógeno se producirían dos moles de amoníaco, con 15 moles de hidrógeno
obtendremos 10 moles de amoníaco.

24. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
Sirve para determinar la eficiencia de una reacción
específica. Se obtiene del:
Rendimiento experimental (real) x 100
Rendimiento teórico
Rendimiento experimental es el que se obtiene después
de un proceso de reacción, que se puede ver afectado
por factores como la presión, temperatura, cantidades de
reactivos, la pureza, etc.
Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo
limitante

25. PASOS PARA CALCULAR PORCENTAJE DE
RENDIMIENTO
1. Balancear la reacción
2. Convertir a moles todas las
cantidades
3. Determinar el reactivo limitante
4. Calcular el rendimiento teórico
5. Identificar el rendimiento
experimental
6. Calcular el porcentaje de
rendimiento

26. % PUREZA
Algunas 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 obtendrá en estado puro.
Como las relaciones estequiométricas se basan en sustancias puras es necesario estar
seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos 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