2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases) 2.1.1 Cantidad de sustancia (6 de septiembre)

2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases) 2.1.1 Cantidad de sustancia (6 de septiembre) 2.1.1.1 Concepto de mol y relación entre peso atómico y masa molar 2.1.2 Reacción Química (6 y 11 de septiembre) 2.1.2.1. Ley de la conservación de la materia 2.1.2.2. Ecuaciones Químicas 2.1.2.3. Balances de reacciones 2.1.2.4. Tipos de reacciones 2.1.2.5. Reacciones ácido-base 2.1.2.6. Reacciones oxidación y reducción (estado de ox., No. de oxidación, balance) 2.1.3. Estequiometría(13 y 18 de septiembre) 2.3.1. Composición elemental y formula mínima 2.3.2. Cálculos estequiométricos 2.3.3. Reactivo limitante y rendimiento de la reacción 2.1.4. Unidades de concentración (20 y 25 de septiembre) 2.4.1. Porcentaje en masa, volumen 2.4.2. Concentración molar, molal y diluciones 2.4.3. Estequiometría de reacciones en disolución 2.2 EQUILIBRIOS QUIMICOS (5 Clases) 2.2.1 Ley de acción de masas (27 de septiembre y 2 de octubre) 2.2.1.1 constantes de equilibrio 2.2.1.2 Equilibrios heterogéneos 2.2.1.3 Perturbación del equilibrio 2.2.2 Equilibrio Ácido-Base (Bronsted-Lowry) (4 de octubre) 2.2.2.1 Propiedades acidas-básicas del agua y concepto de pH 2.2.2.2 Constantes de equilibrio Ka y Kb 2.2.3 Ácidos-Base y estructura química (9 de octubre) 2.2.3.1 Ácidos binarios y terciarios 2.2.3.2 Ácidos orgánicos 2.2.3.3 Cationes metálicos 2.2.4 Ácidos y bases de Lewis (11 de octubre) EXAMEN 2: 16 de octubre

CLASE 1

CANTIDAD DE SUSTANCIA • La CANTIDAD de SUSTANCIA aparece gracias a la consolidación de la teoría atómica molecular, ya que su introducción en 1 rxn química hace que se centre más la atención en la relación entre el # de partículas que intervienen en la misma, que en los pesos de combinación. • Su introducción hace posible contar en el nivel microscópico las entidades elementales a partir de las masas o los volúmenes de combinación de las sustancias que reaccionan. + - Cantidad de sustancia

En sustancias iguales se puede medir sin problemas en unidades de masa o de volumen • El problema surge cuando queremos comparar cantidades en sustancias diferentes. • Aquí el concepto de “cantidad de sustancia” tendría que basarse en la cuenta de las partículas imperceptibles que conforman la materia

Constante de Avogadro No= 6.02214199 x 1023 entidades elementales/mol • Entidades elementales: átomos, iones, moléculas, fórmulas, e-. • 1 mol de átomos de carbono • 1 mol de iones Na+ • 1mol de núcleos de He • 1 mol de moléculas de O2 • 1 mol de e- • 1 mol de fórmulas NaCl ¿Cuántos átomos de sodio hay en la siguiente cantidad de sustancia: 0.3 moles de átomos de sodio? El No nos permite transformar cantidad de sustancia, n, a número de partículas , N. 6.02 x 1023 átomos de Na 1 mol Na N átomos de Na = 0.3 mol Na N = 1.81 x 1023 átomos de Na

ACTIVIDAD Se tiene una muestra de benceno con 1.27 x 1022 moléculas. Calcula la cantidad de sustancia en dicha muestra, expresada como moles de moléculas de benceno. Como se mide la cantidad de sustancia? Se mide indirectamente, a través de una propiedad que sea proporcional al # de entidades elementales, como puede ser la masa, el peso o inclusive el volumen. • Los pesos atómicos relativos NO tienen unidades, ya que se refieren a un cociente entre 2 pesos, o sea, a 1 peso atómico comparado con el de 1 átomo patrón. • Siglo XIX • Peso atómico de A= Peso del átomo A • Peso de átomo de hidrógeno • Definición actual • Peso del átomo de A = Peso atómico de A • 1/12 del peso del átomo de carbono 12 • Se puede sustituir la palabra “peso” por “masa” ya que una comparación entre 2 pesos es idéntica a una comparación entre 2 masas en el mismo lugar de la tierra

Peso atómico de A = Masa del átomo de A • 1/12 de la masa del átomo de carbono-12 • El resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A y 2, 3, o más átomos patrón. En particular si consideramos 1 mol de dichos átomos: • Peso atómico de A = Masa de 1 mol de átomos de A • 1/12 de la masa de un mol de átomos de carbono12 • Al numerador de esta expresión se le denomina “masa molar” del elemento MAy las unidades g/mol. • Reconocemos que la masa de 1 mol de átomos de C12 es exactamente 12g. Así llegamos a la importante expresión: • Peso atómico de A = MA = MA • 1/12 (12g/mol) 1g/mol • Si repetimos este proceso iniciando con el peso molecular del compuesto A, llegaríamos a una ecuación idéntica: • Peso molecular de A = MA • 1g/mol

La masa molar de A, sea A un elemento o un compuesto, es igual al peso atómico o molecular de A, que es un número adimensional, multiplicado por la unidad 1g/mol. • MA = peso atómico o molecular de A (1g/mol) • El peso atómico relativo es un cociente sin unidades, en el que se compara la masa (o el peso) de 1 átomo dado con la doceava parte de la masa o peso de 1 átomo de carbono 12. • Masa Molar es la masa de 1 mol de entidades elementales. Sus unidades son g/mol. • Ambas cantidades, aunque muestran el mismo valor numérico, tienen diferentes unidades. • Los datos de los pesos atómicos calculados de esta manera se encuentran en cada casilla de la tabla periódica.

CANTIDAD DE SUSTANCIA EN CIERTA MASA Se tienen 3.02 g de carbono-12 ¿cuál es la cantidad de sustancia en esta muestra? La incógnita es la cantidad de sustancia de carbono-12, sus unidades son moles. nc mol C12 = 3.02g C12 1 mol C12 =0.252 mol C12 12 g C12 MASA MOLAR DE UNA FÓRMULA La masa molar se obtiene al sumar las masas molares de los átomos que constituyen la molécula o fórmula, sin olvidar que los subíndices de los símbolos elementales hablan del número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula. 1 mol de agua, H2O, contiene 1 mol de átomos de oxígeno y 2 moles de átomos de hidrógeno. Así la masa molar se calcula al sumar la masa de 1 mol de oxígenos (16g) y 2 moles de hidrógenos (2g). MH2O = [(1)16 + (2)1]g de agua = 18 g/mol 1 mol de moléculas de agua

NÚMERO DE MOLECULAS EN CIERTA MASA Indica las moléculas de agua que hay en una muestra con 10g de agua. Las unidades de la incógnita son moléculas de agua y las del dato son gramos de agua. 10g H2O 1 mol H2O 6.02 x 1023 moléculas de H2O = 3.35 x 1023 moléculas de H2O 18 g H2O 1 mol H2O • Calcula el número de fórmulas de NaCl en 3.54 moles de NaCl • Calcula la cantidad de sustancia de S8 en una muestra con 2.43 x1024 moléculas de S8. • Calcula la masa de una muestra de benceno, C6H6 que contiene 3.8 x 1023 moléculas de C6H6. • Calcula la cantidad de sustancia de NO en el aire de una habitación que contiene 3.3 x 10-5g NO. • La masa molar del Cu es de 63.45 g/mol ¿cuál es la masa de 1 átomo de Cu?

6. Calcula la masa en gramos que hay en • 5.02 moles de oro • 0.050 moles de uranio • 14.5 moles de neón • 3.5 x 10-3 moles de polonio • 7. Calcula la cantidad de sustancia presente en cada una de las siguientes masas: • a)12g de Na • b) 0.03g de platino • c) 0.875g de As • d) 0.986g de xenón • 8. Cuantos átomos hay en 1 g de Cu? • 9. En que muestra hay más átomos de plata? La masa molar de la plata es de 107.9g/mol • 6.7g de plata • 0.16 moles de plata • 6.53 x 1022 átomos de plata • 10 Calcula las masas molares de las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos: • amoniaco, NH3 • Benceno, C6H6 • Metano, CH4 • Glucosa,C6H12O6

REACCIONES QUÍMICAS Jabón cosméticos Telas sintéticas Para obtener la gran mayoría de estos productos, han sido necesarios un sinnúmero de procesos que involucran transformaciones de unas sustancias en otras, esto es, de reacciones químicas. Celdas solares plásticas

Suceden espontáneamente en el mundo que nos rodea, ejemplos: Revelado fotográfico Oxidación de metales Encender un cerillo Procesamiento de alimentos Sucede 1 rxn química cuando unas sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otras (productos) que tienen diferentes propiedades físicas y químicas.

Ley de la Conservación de la Materia • En toda rxn química, la masa total presente antes y después del cambio es la misma • Si se piensa en 1 rxn química como un reacomodo de átomos a nivel molecular, es fácil entender la ley de conservación de la materia, pues las partículas individuales no se transforman unas en otras, sino que sólo cambia la forma en la que están asociadas. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA En 1 rxn química la masa se conserva.

Ecuaciones químicas • 1 rxn química se representa por medio de una “ecuación química” • se utilizan las fórmulas químicas de las sustancias puras, símbolos como la adición (+) para expresar la participación de varias sustancias y la ocurrencia de reacción con una flecha ()

calor CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) Carbonato de calcio, sólido, en presencia de calor, se descompone en óxido de calcio, también sólido, y dióxido de carbono gaseoso 1 Ca 1 C 3 O 1 Ca 1 C 3 O En 1 compuesto En 2 compuestos 1 ecuación química contiene algo más que la descripción de los compuestos participantes, habla también de la proporción de c/elemento presente en ellos y muestra la conservación de la materia, a través de la igualdad en el # de átomos a ambos lados de la flecha “1 mol de carbonato de calcio se descompone con el calor para producir 1 mol de óxido de calcio y 1 mol de dióxido de carbono” MCaCO3= MCa + MC + 3MO = 40 + 12 + 3(16) = 100 g/mol MCaO= MCa + MO = 40 + (16) = 56 g/mol MCO2= MC + 2MO = 12 + 2(16) = 44 g/mol “100g de carbonato de calcio se descomponen para producir 56g de óxido de calcio y 44g de dióxido de carbono”

Manifestaciones de qué ocurre en una rxn química Cambio de color Metales que se dejan expuestos a la interperie, sufren un cambio de coloración al formarse en sus superficie un óxido, producto de la rxn entre el metal y el oxígeno del aire Cambio de energía RXN exotérmica: Metales alcalinos con agua. Desprende energía en forma de calor RXN endotérmica: quemar un pedazo de madera. Absorbe energía en forma de calor

Desprendimiento de un gas • Olor de 1 huevo descompuesto debido al desprendimiento de sustancias que contienen S. • Alka Seltzer en un vaso con agua. Formación de un precipitado Cuando se mezclan 2 soluciones y se observa la formación de 1 sólido, es una evidencia que ha ocurrido una reacción química. El sólido formado se le llama “precipitado”

TAREA • una moneda de 12g contiene 10g de Ag y 2g de Cu. Los pesos atómicos son respectivamente 107.9 y 63.5g/mol. ¿cuántos átomos de Ag y de Cu han en la moneda? • ¿Cuál es la masa de 1 pedazo de aluminio que tiene tantos átomos como los que existen en 2g de O2? Los datos de las masas molares son 27 g/mol para el Al y 32g/mol para el oxígeno molecular • en cada uno de los siguientes pares, qué sustancia contiene el mayor número de átomos: • 1 mol de Cl o 1 mol de Cl2 • 1 átomo de F o 1 molécula de flúor • 53.4 g de Fe o 53.4 g de Cu • ¿Qué muestra tiene mayor masa? • 1 mol de Fe o 1 mol de Mg • 6.02x1022 átomos de Fe o 1 mol de Na • 1 molecula de O2 o 1 átomo de O • el elemento mas abundante en el mar (sin contar H y O) es el cloro. Existen 19g de este elemento en cada litro de agua de mar. Si el volumen de los océanos es 1.4x1021 litros, • calcula la masa de cloro en el mar • indica a cuántos moles de átomos corresponde.

CLASE 2

Reactivos # de átomos Productos # de átomos = Balanceo de ecuaciones Una ecuación química proporciona información cuantitativa cuando está balanceada Na (s) + Cl2 (g)  NaCl (s) 2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s) REGLAS(transformación de dióxido de carbono y agua para obtener glucosa más oxígeno) • Escribir correctamente las fórmulas tanto de reactivos como de productos incluyendo el estado de agregación en el que se encuentran CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)

Contar los átomos de cada elemento presentes en cada lado de la flecha de rxn. CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) 1 C 2 H 3 O 6 C 12 H 8 O 3. Tratar de balancear el átomo o ion más abundante, pero que se encuentre sólo en un reactivo y un producto, encontrando además el mínimo común múltiplo entre los coeficientes obtenidos. (H) CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) • Repetir el paso anterior con cada uno de los siguientes átomos. Para balancear el C. • Finalmente, el oxígeno se balancea. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) • Revisar que todos los átomos estén balanceados 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) 6 C 12 H 18 O 6 C 12 H 18 O

Tipos de reacciones RXNs de Síntesis Cuando 2 o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto. Ejemplo: oxidación del hierro. 4Fe (s) + 3O2 (g)  2Fe2O3 (s) RXNs de Descomposición Se da cuando 1 sustancia produce 2 o más sustancias más simples. Ejemplo: descomposición de una sustancia en sus elementos, como la electrolisis Los ácidos formados por la unión de 1 óxido de no-metal y agua, se separan al calentarlos en sus compuestos de origen. 2 H2O (l)  2H2 (g)+ O2 (g) H2SO4 (ac)  H2O(l)+ SO2 (g) http://www.youtube.com/watch?v=OTEX38bQ-2w

El hidróxido de calcio se descompone por calentamiento en cal viva y agua Ca(OH)2 (s)  CaO (s) + H2O(l) Calentamiento del clorato de potasio 2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g) RXNs de Desplazamiento Simple Cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto. Mezclar un ácido fuerte con el zinc se sustituyen por Zn los Hs del ácido. Sustituir un halógeno por otro: Un metal por otro que se encuentra combinado en una sal Zn (s) + 2 HCl (ac)  ZnCl2 + H2 (g) F2 (g) + 2 NaCl (ac)  Cl2 (g) + 2NaF(ac) Pb (s) + CuSO4 (ac)  PbSO4 + Cu(s)

RXNs de Doble Desplazamiento Se llevan a cabo por lo general entre 2 compuestos iónicos disueltos en agua, donde cada 1 de los cationes intercambia posición con el otro. Comúnmente este tipo de reacciones se hacen evidentes por la formación de una sal insoluble o precipitado. NaCl (ac) + AgNO3 (ac)  NaNO3 (ac)+ AgCl(s) RXNs de Combustión Son las rxn´s de combinación con el oxígeno que liberan energía térmica y luminosa. Algunos metales, como el Na o Mg Al quemar una vela y en el motor de los automóviles, al quemarse la gasolina (rxn´s de combustión de hidrocarburos con oxígeno). 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO(s) 2C8H18 (l) + 25 O2 (g)  16 CO2 (g)+ 18 H2O(g)

RESUMEN Balancea y Clasifica las siguientes reacciones: • Ni (s) + F2 (g)  NiF4 (l) • Fe (s) + H2O (g)  Fe2O3 (s) + H2 (g) • H3BO3 (s)  B2O3 (s) + H2O (l) • CH3OH (l) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g) • B2O3 (s) + HF (ac)  BF3 (g) + H2O (l)

Reacciones ácido-base • Sabor agrio • Reaccionan con algunos metales como el Fe, Mg y Zn produciendo H2 • Descomponen los carbonatos y bicarbonatos liberando CO2 • Sabor amargo • Al contacto con la piel se sienten jabonosas. ácidos bases + Al poner en contacto 1 ácido con 1 base, las propiedades de cada uno se pierden, diciéndose que se NEUTRALIZAN

La definición más utilizada la propuso Bronsted en 1923, que se aplica principalmente a las disoluciones acuosas. ÁCIDO: es un donador de protones o iones hidrogeno BASE: acepta protones. HCl (ac) + H2O  H3O+(ac)+ Cl-(ac) HCl cede un protón al agua dando lugar al ion hidronio, H3O+ y lo mismo sucede con el HNO3. el agua está aceptando 1 protón y sería una base. NH3 (ac) + H2O  NH4+(ac)+ OH-(ac) La molécula de amoniaco se comportó como 1 base aceptando 1 protón del agua. El agua aquí es 1 ácido. Na2CO3 (ac) + H2O  2Na+(ac)+ HCO3-(ac) + OH- (ac) • Un ácido de Bronsted reacciona con el agua, le transfiere a ésta 1 protón, formando H3O+ • Una base de Bronsted reacciona con el agua,el agua cede un protón a la base originandose un ion OH-.

Es una reacción de transferencia de protones. “El agua es 1 sustancia anfotérica, que puede presentar comportamiento como ácido o como base, según la naturaleza de la especie química con la que reaccione” Ácido + agua = H3O+ Base + agua = OH- La rxn de 1 ácido con 1 base produce agua OH- (ac) + H3O+ 2H2O Rxn´s de neutralización HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) + H2O NH3 (ac) + HNO3 NH4NO3 (ac) En las rxns ácido-base se puede reconocer algunos tipos de reacciones presentadas anteriormente La 1ra rxn puede clasificarse como de doble desplazamiento mientras que la 2da. Como de síntesis.

Identifica los ácidos, las bases y las sales en los reactivos y productos. Clasifica también las reacciones. HClO4 + KOH  KClO4 + H2O H2SO4 + Na2CO3 Na2SO4 + H2CO3 NH3 + HF  NH4F 2HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + 2H2O Na2O + H2O  2NaOH CO2 + H2O  HCO3-+ H+ NaOH + CO2 NaHCO3 NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)

Reacciones de óxido-reducción • Son aquellas en las que cambia el # de oxidación de por lo menos 2 átomos de los que participan en la rxn. • Reactivos = 1Cu y 1Cl Productos= 1Cu y 2Cl • Cu pasó de +1 a +2 • Fe pasó de +3 a +2 • El Cu se oxida y el Fe se reduce. CuCl + FeCl3  CuCl2 + FeCl2 1 elemento se oxida cuando aumenta su # de oxidación y se reduce cuando disminuye Zn + CuCl2  ZnCl2 + Cu

el elemento que se oxida y cuyo # de oxidación aumenta, pierde electrones, y el que se reduce disminuye el #oxidación, gana electrones. 2Li + ½ O2  Li2O 2Al + 3/2 O2  Al2O3 El Metal al combinarse con el oxígeno aumenta su # de oxidación, se oxida, mientras que el oxígeno al pasar de su forma elemental a la de ion óxido, su # de oxidación va de o a -2 y se reduce. “El metal perdió electrones y el oxígeno los ganó”

Asignación de números de oxidación Regla 1. el # de oxidación de 1 elemento puro es cero. Hg, Na, O2, Fe, etc. Regla 2. el # de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga. Cu+2 es +2, S2- es -2. Regla 3. Algunos elementos tienen el mismo # de oxidación en casi todos sus compuestos y pueden servir como referencia para determinar los #s de oxidación de otros elementos en los compuestos. a) el hidrógeno es +1 a menos que esté combinado con 1 metal en un hidruro, y sería -1 b) el Flúor es -1 c) el oxígeno es de -2 en casi todos los compuestos. En los peróxidos existe un enlace O-O, es -1 d) En los compuestos binarios, los átomos del grupo 16 (O, S, Se, Te) tienen un # de oxidación de -2, excepto cuando están combinados con oxígeno o con halógenos. e) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) tienen siempre ´# de oxidación +1 y los alcalino-terreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) tienen +2 Regla 4. La suma de los #s de oxidación de los elementos en 1 compuesto neutro es cero; la suma de los #s de oxidación para los elementos de 1 ion poliatómico es igual a la carga del ion.

ACTIVIDAD • Asignación de números de oxidación. • SO2 b) SO32- c) KMnO4 d) K2Cr2O7 Balanceo de rxns por el método del ion electrón Balancear en medio ácido la rxn que nos muestre la oxidación de Fe+2 a Fe+3 y la reducción del oxígeno del agua oxigenada,H2O2 al agua H2O Paso 1. Escribir la ecuación no balanceada para la reacción en forma iónica. Fe2+ + H2O2 Fe3+ + H2O Paso 2. Separar la reacción en 2 medias reacciones: oxidación: Fe2+  Fe3+ reducción: H2O2  H2O esta última es 1 rxn de reducción ya que el oxígeno en el peróxido de hidrógeno tiene un # de oxidación de -1 y en el agua de -2 Paso 3. Balancea los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno, si es necesario. En este caso los átomos de Fe están balanceados, luego no se requiere ningún balanceo.

Paso 4. Para rxns en 1 medio ácido, añade H2O para balancear los átomos de oxígeno y H+´para balancear los átomos de hidrógeno. En este caso, la rxn de reducción requiere el balanceo de 1 oxígeno, por lo cual añadimos un agua a la derecha: H2O2 2 H2O Ahora equilibramos los hidrógenos, colocando 2H+ a la izquierda Reducción: 2H+ + H2O2  2H2O Paso 5. Añade electrones a cada lado de las 2 rxns para balancear las cargas. La rxn de oxidación requiere de 1 e- a la derecha, de tal forma que la suma de cargas siempre sea +2 oxidación: Fe2+  Fe3+ + e- La rxn de reducción requiere 2 e- a su izquierda, de tal forma que sea neutra su carga en ambos lados: reducción: 2e- + 2H+ + H2O2  2H2O Paso 6. Iguala el # de e- que se transfieren en la rxn de oxidación y en la de reducción, multiplicando una o las 2 medias rxns por los coeficientes apropiados. En este caso basta multiplicar la rxn de oxidación por 2, para que los 2e- que entran en la rxn de reducción salgan en la de oxidación. oxidación: 2Fe2+  2Fe3+ + 2e- reducción: 2e- + 2H+ + H2O2  2H2O

Paso 7. Ambas rxns pueden ahora sumarse, cancelándose los e-s en ambas. Balancea lo que pueda restar por por inspección. 2Fe2+ + 2H+ + H2O2 2Fe3+ + 2H2O La rxn debe haber quedado balanceada en cada uno de sus átomos, al igual que en su carga. Cuando el balanceo se desee llevar a cabo en medio básico, el paso 4 debe plantearse de otra manera. Balancear en medio básico la oxidación del ion yoduro (I-) por el ion permanganato (MnO4-), para dar yodo molecular (I2) y óxido de manganeso (IV) MnO2 Paso 1. ecuación sin balancear MnO4- + I- MnO2 + I2 Paso 2. Las medias reacciones son: oxidación: I-  I2 reducción: MnO4-  MnO2 El yoduro -1 se convierte en yodo elemental, con # de oxidación cero y el Mn del permanganato pasa de +7 a +4 en el óxido. Paso 3. Balancea los átomos de yodo oxidación: 2I-  I2

Paso 4. balancear los oxígenos en la rxn de reducción, añadimos 2H2O a la derecha y añadimos 4H+ a la izquierda: Reducción: 4H+ + MnO4 -  MnO2 + 2H2O Como la rxn tiene lugar en medio básico y hemos añadido 4H+ añadimos ahora 4OH- a ambos lados de la ecuación: Reducción: 4H+ + 4OH- + MnO4-  MnO2 + 2H2O + 4OH- Combinando ahora los H+ con los OH- para formar agua y llevando a cabo la cancelación de aguas en ambos lados: Reducción: 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OH- Paso 5. Añadir 2 e- al lado derecho de la rxn de oxidación, para que la carga sea en todo momento -2 oxidación: 2I-  I2+ 2e- Y añadir 3 e- a la rxn de reducción, para que su carga sea -4 en todo momento:Reducción: 3e- + 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OH- Paso 6. Iguala los e- cedidos por la rxn de oxidación con los requeridos por la de reducción multiplicando la primera por 3 y la segunda por 2oxidación: 6I-  3I2 + 6e- reducción: 6e- + 4H2O + 2MnO4-  2MnO2 + 8OH- Paso 7. Sumar las 2 rxns para obtener la respuesta final: 6I- + 4H2O + 2MnO4-  3I2 + 2MnO2 + 8OH- Damos una revisión y verificamos que todos los átomos y las cargas esten balanceadas.

TAREA • balancea las siguientes reacciones por tanteos e indica a qué tipo de reacción pertenecen. • Fe (s) + O2 (g) FeO (s) • Zn (s) + H2SO4 (ac) Zn2SO4 (ac) + H2 (g) • N2 (g) + O2 (g)  NO (g) • C3H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) • Mg (s) + CrCl3 (ac) MgCl2 (ac) + Cr (s) • KBr (ac) + AgNO3 (ac) AgBr (s) + KNO3 (ac) • NaCl (s)  Na (l) + Cl2 (g) • Cu (s) + Pb(NO3)2 (ac)  Cu(NO3) (ac) + Pb (s) • En un periodo de 1 semana observa 5 reacciones químicas diferentes que se lleven a cabo a tu alrededor, anota cómo te diste cuenta de que en realidad ocurrían dichas reacciones. • 3. Traduce las siguientes frases a ecuaciones químicas balanceadas • a) cuatro moles de amoniaco gaseoso y siete moles de oxígeno molecular se unen para • formar seis moles de agua líquida y cuatro moles de óxido de nitrógeno (IV). • b) Un mol de sulfuro de hierro (II) sólido reacciona con dos moles de ácido clorhídrico • acuoso para formar un mol de cloruro de hierro (II) acuoso y un mol de ácido sulfhídrico, • que se desprende como gas • c) Dos moles de metanol líquido reaccionan con tres moles de oxígeno gas para formar dos • moles de dióxido de carbono y cuatro moles de agua • 4. describe las siguientes ecuaciones en palabras • Cu (s) + Cl2 (g)  CuCl2 (s) • KBr (ac) + AgNO3 (ac) AgBr (s) + KNO3 (ac)

asigna números de oxidación a cada elemento en los siguientes • compuestos: • Na2CO3 • PCl5 • POCl3 • (NH4)NO3 • balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del ion • electrón: • Fe+2 + Cr2O7-2 Fe+3 + Cr+3 en medio ácido. • Cu + HNO3 Cu+2 + NO + H2O en disolución ácida. • S2O3-2 + I2 S4O6-2 + I- en disolución ácida • Mn+2 + H2O2 MnO2 + H2O en disolución básica • Bi(OH)3 + SnO2-2 SnO3-2 + Bi (en disolución básica) • completa cada una de las siguientes reacciones para que describan • una neutralización: • a) HNO3 +  • b) KOH +  • c) NH3 +  • d) Na2CO3 +  • e) H2SO4 + 

CLASE 3

Fórmula mínima y fórmula molecular • 1 fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el compuesto. • 1 Fórmula molecular expresa el # de átomos de c/elemento que forman 1 molécula del compuesto. Se emplea solamente en el caso de que esté realmente constituido x moléculas. • 1 fórmula mínima es la reducción de 1 fórmula molecular a su mínima expresión entera. Muchos Compuestos Fórmula mínima = Fórmula molecular Agua H2O Amoniaco NH3 Dióxido de carbono CO2 Metano CH4 Metanol CH4O. En compuestos de carbono la fórmula molecular se escribe de manera distinta para señalar el grupo funcional Metanol CH4O ó CH3OH es importante cuando se tienen compuestos con la misma fórmula molecular pero distinto grupo funcional

Composición Elemental La composición en masa o composición elemental es el porcentaje en masa de cada elemento en 1 compuesto o en 1 especie química. La fórmula molecular de la hidracina es N2H4. Determina su composición elemental. Suponemos 1 mol de compuesto y determinamos la masa molar del compuesto. 2(MN) + 4(MH) = 2(14.007) + 4 (1.008) = 32.046 g en 1 mol de compuesto Calculamos la masa de c/1 de los elementos en el compuesto mN= [2 moles de átomos de N] 14.007 g de N = 28.014 g de N 1 mol de átomos de N mH= [4 moles de átomos de H] 1.008 g de H = 4.032 g de H 1 mol de átomos de H

La masa molar del compuesto es el 100% y con esto podemos calcular el % en masa de N y de H %N = 28.014g 100% de masa = 87.42% 32.046g %H = 4.032g 100% de masa = 12.58% 32.046g (MN) + 2(MH) = (14.007) + 2 (1.008) = 16.023 g en 1 mol de fórmulas mínimas. mN= [1 mol de átomos de N] 14.007 g de N = 14.007 g de N 1 mol de átomos de N mH= [2 moles de átomos de H] 1.008 g de H = 2.016 g de H 1 mol de átomos de H Si calculamos el % en masa de la hidracina pero ahora utilizamos la fórmula mínima (NH2), obtenemos lo siguiente:

Razón básica: cociente entre 2 cantidades que están relacionadas de alguna manera. 2 moles de átomos de H 1 mol de moléculas de agua Razón unitaria: cociente entre 2 cantidades que son equivalentes. 6.02 x 1023 partículas 1 mol de partículas La masa total del compuesto ahora es 16.023 g y es el 100% %N = 14.007g 100% de masa = 87.42% 16.023g %H = 2.016g 100% de masa = 12.58% 16.023g COMPOSICIÓN ELEMENTAL FÓRMULA MÍNIMA = FÓRMULA MOLECULAR

Composición Elemental y fórmula mínima • Se puede obtener la fórmula mínima a partir de la composición elemental. El análisis elemental de 1 compuesto muestra que tiene 3.08% en masa de hidrógeno (H), 31.61% en masa de fósforo (P) y 65.31% en masa de oxígeno (O) = 100% Para calcular la masa de c/elemento presente tenemos que tomar una muestra del compuesto y conocer su masa. Supongamos que tenemos 100g de compuesto. Hidrógeno 3.08g Fósforo 31.61g Oxígeno 65.31g 100g Calcular la cantidad de sustancia nH= [3.08g de H] 1 mol de átomos de H = 3.055moles de átomos de H 1.008g de H nP= [31.61g de P] 1 mol de átomos de P = 1.021moles de átomos de P 30.974g de P nO= [3.08g de O] 1 mol de átomos de O = 4.082moles de átomos de O 15.999g de O

Podríamos escribir la fórmula del compuesto como H3.055P1.021O4.082 dándonos la relación de los elementos presentes en el compuesto. • Para obtener los subíndices como números enteros hay que dividir a todos entre el # más pequeño. • H: 3.055 átomos de H = 2.99 átomos de H por cada átomo de P • 1.021 átomos de P • P: 1.021 átomos de P = 1.00 • 1.021 átomos de P • O: 4.082 átomos de O = 3.99 átomos de O por cada átomo de P • 1.021 átomos de P • H3PO4 ACTIVIDAD a)1 muestra de 1 compuesto tiene 47.98% de Zn y 52.02% de Cl. Determina la fórmula mínima b) 1 muestra de 2.5g de 1 compuesto tiene 3.08% de H, 31.61% de P y 65.31% de O. Calcula la fórmula mínima. c)El análisis elemental de 1 compuesto indica que se tiene 40.92% de C, 4.58% de H y 54.50% de O. Determina la fórmula mínima.

Composición Elemental y fórmula molecular • La fórmula que se obtiene a partir del análisis elemental es siempre la fórmula mínima. • Para la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molar del compuesto y la fórmula mínima que podemos calcular de la composición elemental. • La masa molar de 1 compuesto tiene que ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula mínima. • La fórmula mínima de un compuesto es C3H4O3 y su masa molar es 176.12 g/mol. Determina su fórmula molecular. • Determinar la masa molar de la fórmula mínima • 3(12.011) + 4(1.008) + 3(15.999) = 88.062g/mol • Dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula mínima. • 176.12/88.062 = 1.999 • La fórmula molecular es el doble de la fórmula mínima • C6H8O6

ACTIVIDAD 1 muestra de 5.7g de 1 compuesto tiene 85.62% de C y 14.38% de H. Su masa molar es igual a 98.182g/mol. Determina la fórmula mínima y la fórmula molecular del compuesto. Otros cálculos con la composición elemental • A veces resulta importante conocer la masa de determinado elemento que se puede obtener de 1 compuesto, sobretodo en la industria minera. • La calcopirita contiene principalmente Cu pero además contiene Fe y S. Su fórmula química es CuFeS2. si de 1 mina se extraen 4.5x103 Kg del mineral ¿cómo saber cuánto Cu y cuánto Fe se puede extraer? • Con la fórmula del compuesto sabemos la proporción de Cu y Fe que tenemos y podemos calcular el % en masa de estos elementos, por lo que 1ro calculamos la masa molar del compuesto: • (63.546) + (55.857) + 2(32.06) = 183.513g/mol • 2. De esa masa total, 63.546g son de Cu y 55.847g son de Fe. Estas cantidades representan los siguientes porcentajes: %Cu = 63.546g 100% de masa = 34.63% %Fe = 55.847g 100% de masa = 30.43% 183.513g 183.513g

3. Con estos datos y el valor de la masa de la muestra, tenemos lo que se obtendrá de Cu y Fe • Cu: 34.63% 4.5 x 103Kg = 1.558 x 103 Kg • 100% • Fe: 30.43% 4.5 x 103 Kg = 1.369 x 103 Kg • 100% • ACTIVIDAD • La hematita es un mineral de Fe. Su fórmula química es Fe2O3. En una mina se extraen 7.8 x 104 kg de mineral mensualmente. Calcula la cantidad de Fe que se obtiene de la mina en 1 año. • Calcula la cantidad de pirolusita (MnO2) que se tiene que extraer de una mina, si se quieren obtener 2.3 x 103kg de manganeso.

TAREA • Fórmula mínima y fórmula molecular • Determina la fórmula mínima del merthiolate, cuya composición elemental es: 26.70% de C, 2.24% de H, 7.90% de O, 5.68% deNa, 7.92% de S y 49.45% de Hg. Si la masa molar del merthiolate es igual a 404.82g/mol, determina la fórmula molecular. • La cafeína es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra de 7.8g de cafeína contiene 49.5% de C, 5.2% de H, 28.87% de N y 16.5% de O. Determina su fórmula mínima y su fórmula molecular. La masa molar de la cafeína es 194g/mol. • una muestra de 247g de uno de los componentes del esmog tiene 48.9g de C, 6.2g de H, 28.6g de N y el resto es oxígeno. Determina la composición elemental y la fórmula mínima del compuesto. • Determina las fórmulas mínimas de los compuestos que tienen la composición elemental siguiente: • 1.65% de H, 19.68% de C y 78.66% de O • 55.26% de K, 14.59% de P, 30.15% de O • 33.88% de Cu, 14.94% de N, 51.18% de O • 43.3% de Na, 11.35% de C, 45.3% de O • 40.3% de C, 6.04% de H, 53.69% de O

2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases) 2.1.1 Cantidad de sustancia (6 de septiembre)