
Relaciones de Masa en Reacciones Químicas


Masa Atómica (Cap. 3 sec. 3.1)
Número de Avogadro y Masa Molar de un Elemento (Cap. 3
sec. 3.2)
Masa Molecular (Cap. 3 sec. 3.3)
 Espectrofotómetro de Masa (Cap. 3 sec. 3.4)
 Composición Porcentual de Compuestos (Cap. 3 sec. 3.5)
 Determinación de Fórmulas Empíricas (Cap. 3 sec. 3.6)
 Ecuaciones y Reacciones Químicas (Cap. 3 sec. 3.7)
 Cantidades de Reactantes y Productos (Cap. 3 sec. 3.8)
 Reactivos Limitantes y Rendimiento (Cap. 3 sec. 3.9-3.10)


Reacciones en Soluciones Acuosas
Propiedades de Soluciones Acuosas (Cap. 4 sec. 4.1)
 Reacciones de Precipitación (Cap. 4 sec. 4.2)
 Reacciones de Oxidación y Reducción (Cap. 4 sec. 4.4)
 Concentración de Soluciones (Cap. 4 sec. 4.5)


Termoquímica







La Naturaleza y Tipos de Energía (Cap. 6 sec. 6.1)
Cambios de Energía en Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.2)
Introducción a la Termodinámica (Cap. 6 sec. 6.3)
Entalpía de Reacciones Químicas (Cap. 6 sec. 6.4)
Calorimetría (Cap. 6 sec. 6.5)
Entalpía de Formación y de Reacción (Cap. 6 sec. 6.6)
Calor de Solución y de Dilución (Cap. 6 sec. 6.7)

Masa Atómica




La masa de un átomo es igual al número de
electrones, protones, y neutrones.
Se define masa atómica (peso atómico) como la
masa de un átomo en unidades de masa
atómica (amu).
Un amu se define como la masa que es
exactamente igual a 1/12 de la masa de un
átomo de carbón-12. La masa atómica de
carbono es 12 amu (6 protones y 6 neutrones).
La masa de un elemento es el promedio de la
mezcla de isótopos de ese elemento.

Masa molar de un elemento




El uso de amu provee una escala relativa de la
masa de los elementos. La masa de los átomos
es muy pequeña para usos prácticos.
Se escogió a carbón-12 como estandar para
calcular el peso y cantidad de átomos. 12 amu
equivale a una muestra de 12 gramos que
contiene 6.022 x 1023 átomos de carbono
(número de Avogadro).
Se usa el concepto de mol para describir una
cantidad unitaria de átomos de un elemento y su
peso o masa molar en gramos.
1 mol del elemento Z / masa molar (gramos) Z

Masa Molecular


Equivale al peso molecular en gramos de un mol
de una molécula.
Equivale a la sumatoria del peso en gramos de
cada átomo que compone la molécula.
 Masa molecular = nA (g) + nB(g) + nC(g) +…….
 A , B ,C = elemento
 n = al número de moles de cada elemento en la molécula


Ejemplos:
Ejercicios: 3.24, 3.26

Composición Porcentual de Compuestos


Se puede calcular el porciento (fracción) de
cada elemento en un compuesto.
Se define la composición porcentual por masa
como el porciento por masa de cada elemento
en un compuesto.
 n = número de moles del elemento en el
compuesto
 Ejercicios: 3.40, 3.42, 3.48, 3.103,

Determinación de Fórmulas Empíricas



Se escriben basado en medidas (%, gramos) y
observaciones experimentales.
Es una fórmula química que describe la razón
más sencilla, en números enteros, entre los
elementos de un compuesto en vez del total
actual de átomos en la molécula.
Ejemplos:
 Fórmula Química de Glucosa C6 H12 O6
 Fórmula Química de agua H2O

Ejercicios: 3.50, 3.52

Ecuaciones y Reacciones Químicas

Reacción Química: proceso donde una(s) sustancia(s)
se transforman en una o más sustancias.
Las ecuaciones químicas son una manera conveniente
de representar reacciones químicas. Las ecuaciones
químicas se escriben usando los símbolos de los
elementos y/o compuestos en términos de reactantes
y productos.
 A + B
C
Se escribe entre paréntesis a la derecha de cada
reactante y producto un símbolo que represente la
forma o estado en que la sustancia existe. Gases (g),
líquidos (l), sólidos (s), y sustancias disueltas en agua
(aq).



REACTANTES


Los reactantes en una ecuación química son las
sustancias escritas en el lado izquierdo de la flecha en
la ecuación. Cuando dos o más reactantes son parte
de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma
(+).
PRODUCTOS



Los productos en una ecuación química son las
sustancias escritas en el lado derecho de la flecha en
la ecuación. Cuando dos o más productos son parte
de la ecuación, éstos se separan por el signo de suma
(+).
Reactants
HCl (aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O (l) Products

Ecuaciones químicas balanceadas

Una ecuación química balanceada es aquella
donde el número de átomos de cada elemento en
los reactantes es igual al número de átomos de
ese mismo elemento en los productos.
Las reacciones se balancean aplicando la ley de
conservación de la materia.
Coeficientes se escriben al lado izquierdo de cada
reactante o producto para llegar al balance.


2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)

Reacciones Químicas: Balancear

Metano, CH4, es el ingrediente principal en el gas
natural. Cuando se quema, se combina con
oxígeno O2 para formar bióxido de carbono CO2 y
agua H2O. Esta información se escribe con la
siguiente ecuación:
CH4(g) + O2 (g)
CO2 (g) + H2O(g)

Ejercicios: 3.59, 3.60




Reactantes y Productos: Conceptos Cuantitativos
En las reacciones químicas, las interpretaciones cuantitativas se
basan en la masa molar y el concepto de mol.
Se llama estequiometria al estudio cuantitativo de los reactantes y
productos en una reacción química.
Para resolver problemas cuantitativos usamos la estequiometria
como sigue:
 1. Balancear ecuaciones químicas
 2. Establecer relaciones molares entre reactantes y productos
 3. Si está buscando cantidad de un producto a partir de
cantidades conocidas de reactantes:
 Convierta la cantidad de reactantes en moles.
 Establezca la relación molar entre los moles que reaccionan y la
cantidad de moles producidos.
 Calcule la cantidad de producto relacionado los moles de producto
y su masa molar.

4. Si está buscando cuanto reactivo se necesita para producir
una cantidad conocida de producto:
 Convierta la cantidad de producto en moles.
 Establezca la relación molar entre los moles producidos y los que
reaccionan.
 Calcule la cantidad de reactivo relacionando moles de reactivo y su
masa molar.

Ejemplos
CH4(g) + O2 (g)
CO2 (g) + H2O(g)
N2 (g) + H2 (g)
NH3 (g)
H2O (aq)
H2 (g) + O2 (g)

Ejercicios: 3.66, 3.68, 3.70, 3.72, 3.76




Reactivo Limitante


Es aquella sustancia (reactante) que se usa
(consume) primero en una reacción química.
Se determina:
 1. Balanceando la ecuación química
 2. Calculando el número de moles de cada reactante
 3. Calculando el número de moles de producto que
cada reactante produce. (utilizar razones entre
reactantes y productos)
 4. El reactante que menos moles de producto
produzca, es el reactante limitante.



Ejemplos
CH4(g) + O2 (g)
CO2 (g) + H2O(g)
Ejercicios: 3.83, 3.84, 3.85

Rendimiento de un Proceso Químico






Rendimiento Actual: cantidad real obtenida
Rendimiento Teórico: cantidad obtenida si todo el
reactante limitante se utilizó en la reacción química
El rendimiento es una medida de la ___________ de
un proceso químico.
Ejemplos
Ejercicios: 3.90, 3.91, 3.92
Ejercicios Adicionales: 3.104, 3.108, 3.113,
3.114, 3.117, 3.118, 3.142

Reacciones en Soluciones Acuosas




Solución: mezcla homogénea de dos o más
sustancias.
Solvente: sustancia presente en la mayor
concentración (H2O)
Soluto: sustancia presente en la menor
concentración
Categorías de solutos disueltos en agua
 Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en
agua, la solución conduce electricidad
 No Electrolitos: sustancia que cuando se disuelve
en agua, la solución no conduce electricidad

Reacciones de Precipitación

Reacción en solución acuosa que resulta en la
formación de un producto insoluble o
precipitado.
 Ejemplo: Reacciones de Metátesis (doble
desplazamiento)
Usualmente estas reacciones occuren entre sustancias
disueltas en agua. En las reacciones, dos compuestos
disueltos reaccionan e intercambian “parejas” para formar
dos nuevos compuestos.
 La ecuación general

AX + BY


BX + AY
Ejemplo:
NaCl (aq) + AgNO3 (aq)→NaNO3 (aq) + AgCl (s)

Solubilidad



Es la cantidad máxima de soluto que se disuelve
en una cantidad específica de solvente a una
temperatura.
Tabla 4.2 (pag. 125) Ejemplos de compuestos
iónicos
Ecuaciones de Reacciones en Soluciones




Ecuación Molecular
Ecuación Iónica
Ecuación Neta Iónica
Ejemplos

Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)






Reacciones de transferencia de electrones entre
los reactantes.
Reacción de oxidación: uno de los reactantes
“pierde” electrones. A este reactante se le llama
agente reductor.
Reacción de reducción: uno de los reactantes
“acepta” electrones. A este se le llama agente
oxidante.
Cu(s) + 2AgNO3 (aq)
Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag(s)
Cu
Cu2+ + 2e2Ag+ + 2e2Ag

Clases de Reacciones Redox

Reacciones de Combinación: donde dos o más
sustancias se combinan para formar un
producto.
 S(s) + O2 (g)
SO2(g)
 Ejemplo: fórmula química del moho (rust)

Reacciones de Descomposición: rompimiento de
un compuesto en dos o más componentes.
 2KClO3(s)

2KCl(s) + 3O2 (g)
Reacciones de Combustión: cuando una
sustancia reacciona con oxígeno liberando calor
y luz.
 C3H8(g) + 5O2(g)
3CO2(g) + 4H2O(l)

Reacciones de Desplazamiento


Un ión o átomo en un compuesto es
reemplazado por un ión o átomo de otro
elemento.
1. Desplazamiento de Hidrógeno
 Ca(s) + 2H2O(l)
 Mg(s) + 2HCl(aq)

Ca(OH)2 (s) + H2 (g)
MgCl2(aq) + H2 (g)
2. Desplazamiento de Metal
 Un metal en un compuesto puede ser desplazado
por otro metal en su estado elemental.
 V2 O5 (s) + 5Ca(l)
2V(l) + 5CaO(s)
 TiCl4(g) + 2Mg(l)
Ti(s) + 2MgCl2(l)


3. Desplazamiento de Halógeno
Orden de reactividad para el desplazamiento


F2 > Cl2 > Br2 > I2
Cl2 (g) + 2NaI (aq)
2NaCl (aq) + I2 (s)

Concentraciones de Soluciones



La concentración de una solución es la cantidad
de soluto presente en un volumen
predeterminado de solvente o solución.
Unidad : Molaridad = número de moles de soluto
por litro de solución.
Ejemplos

Dilución de Soluciones
 Procedimiento para preparar una solución de
menor concentración a partir de una de mayor
concentración.
 Visualización Conceptual
 Moles de soluto antes de dilución = Moles de soluto
después de dilución
 Fórmula para cálculos en dilución de soluciones
 Mi Vi = Mf Vf
 Pensamiento crítico analítico: comparar magnitud del
cambio entre Mi y Mf y entre Vi y Vf

Ejercicios de práctica capítulo 4.

4.22, 4.44, 4.54, 4.56(a,b,c), 4.60, 4.62, 4.64,
4.66, 4.70, 4.71, 4.72, 4.74, 4.114, 4.134
Termoquímica
La Naturaleza de la Energía y los Tipos de
Energía






La energía se sabe que existe por los efectos
reconocibles. No se puede ver, tocar, oler o
pesar.
Energía: capacidad de hacer trabajo
Trabajo: fuerza x distancia
Trabajo: cambio en energía que resulta de un
proceso

Tipos de Energía








Energía Cinética
Energía Radiante
Energía Termal
Energía Química
Energía Potencial
La energía se puede convertir de una a otra
No se destruye ni se crea. Cuando una
desaparece, aparece otra de igual
magnitud.
Ley de Conservación de Energía





Cambio de Energía en Reacciones Químicas
En casi todas las reacciones químicas se
absorbe o se libera energía generalmente en
forma de calor.
Calor: transferencia de energía termal entre
dos entes que están a diferentes temperaturas.
Termoquímica es el estudio del cambio de
calor en reacciones químicas.
Como parte del estudio energético de las
reacciones químicas, se define el ambiente
donde éstas ocurren.

“Ambiente” en las Reacciones Químicas





Sistema: lugar o parte en específico del universo
que nos interesa.
Alrededores: lugar o parte del universo fuera del
sistema.
Sistema Abierto: lugar donde se intercambia
masa y energía, usualmente en forma de calor
con el medioambiente (alrededores).
Sistema Cerrado: existe la transferencia de
energía pero no de masa.
Sistema Aislado: no existe la transferencia de
energía ni de masa.

Procesos Exotérmicos
 La energía termal se transfiere del sistema hacia
los alrededores (medioambiente).

Procesos Endotérmicos
 Energía es transferida desde el medioambiente
hacia el sistema.

Introducción a Termodinámica


La termodinámica es la rama de la física que
se dedica al estudio de las relaciones entre el
calor y el resto de las formas de energía.
Analiza, por lo tanto, los efectos de los cambios
de temperatura, presión, densidad, masa y
volumen en los sistemas a nivel macroscópico.
Funciones de Estado: propiedades que son
determinadas por el estado del sistema y la
magnitud del cambio dependen solamente del
estado inicial y final del sistema.
 Ejemplo: V, T, P, E

Primera Ley de Termodinámica


Basada en la ley de conservación de energía,
establece que la energía se puede convertir de
una forma a otra, pero no se puede crear ni
destruir.
En la práctica, se utiliza el cambio interno de
energía entre el estado inicial y final.

E = Ef - Ei
 Energía interna: energía cinética y potencial de las
moléculas, atracción y rechazo entre electrones y núcleo
 Como no se pueden medir todas las interacciones
moleculares, se mide experimentalmente el cambio neto
de energía E.

Usos en Química de 1ra Ley de Termodinámica





E = q + w
E = cambio en energía interna del sistema
q = intercambio de calor entre el sistema y los
alrededores
w = trabajo realizado en o por el sistema
Tabla 6.1 Usos de Signos (+) y (-) para calor (q) y
trabajo (w)
 q es positivo(+) en procesos endotérmicos
 q es negativo(-) en procesos exotérmicos
 w es positivo (+) alrededores hacen trabajo sobre
el sistema
 w es negativo (-) sistema hace trabajo en los
alrededores

Trabajo (w)







Trabajo Mecánico, Trabajo Eléctrico, Trabajo de
Superficie
Trabajo Mecánico en expansión y contracción de
gases
w = F x d = -P V
Unidades de trabajo : 1 L atm = 101.3J
Expansión de gases: V > 0, trabajo hecho por el
sistema, w es negativo
Compresión de gases: V < 0, trabajo hecho en el
sistema, w es positivo
Ejercicios: 6.16, 6.18, 6.20

Calor (q) (Heat)



El calor asociado a un proceso depende de
cómo el proceso se lleve a cabo. (no es función
de estado: final – inicial)
No es propiedad del sistema.
Se manifiesta durante los cambios que ocurren
en un proceso (ocurre un cambio) y depende de
la trayectoria del proceso.

Entalpía en Reacciones Químicas

Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H,
cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía
absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la
cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su
entorno.

Situaciones
ambientales:
presión
constante,
volumen constante
E = q + w
H = E + PV, H = E + (PV)
 A presión constante, E = q - PV,

q = E + PV, P = 0, q = E

H = E + PV, P =0, H = E

q = H





E = q + w
H = E + PV, H = E + (PV)
 A volumen constante, E = q - PV, V = 0

E = q

H = E + (PV)

H = E, H = q
Entalpía en Reacciones


H = H (productos) – H (reactantes)
Cambios en entalpía en procesos que envuelven
cambios físicos y cambios químicos.

Ecuaciones Termoquímicas






Ecuaciones que describen los cambios en entalpía y
las relaciones de masa entre reactantes y productos.
Describen el estado físico de reactantes y productos
(sólido, líquido y gaseoso).
Si se multiplica cada lado de la ecuación por un
factor n, la entalpía H también se multiplica por el
mismo factor n.
Si
las ecuaciones intercambian el orden, la
magnitud de H se queda igual, pero cambia el
signo. Ejemplos:
En reacciones donde no hay gases, el V es
pequeño, y E  H
Ejercicios: 6.26, 6.28

Calorimetría


Medición del cambio de calor (heat)
Calor específico (s) de una sustancia
 Es la cantidad de calor requerida para aumentar la
temperatura, por un oC , un gramo de una
sustancia.




Capacidad de calor (C) de una sustancia es la
cantidad de calor requerida para aumentar la
temperatura, de una cantidad definida de la
sustancia, por un oC.
C = ms
q = (ms) T ; T = Tf - Ti
q = C T

Calorimetría : medición a volumen constante



Se usa para medir el calor (heat) en reacciones
de combustión.
qrxn = - qcal = Ccal T = ms T
Calorimetría : medición a presión constante




Se usa para medir el calor en reacciones donde
no hay combustión.
qrxn = - qcal = Ccal T = ms T
Como la presión es constante, qrxn = H
Ejercicios: 6.37, 6.38

Entalpías de Formación y de Reacción



Entalpía Estándar de Formación (Ho f) : punto
de referencia donde las sustancias se
encuentran en un estado estándar a 1 atm.
La entalpía estándar de formación de un
elemento en su forma más estable es cero.
La entalpía estándar de formación de un
compuesto es el cambio en calor que resulta
cuando 1 mole del compuesto es formado por
sus elementos a 1 atm.





Entalpía Estándar de Reacción (Ho rxn) :
Ho rxn = n Ho f (prod) - m Ho f (react)
Método Directo
Método Indirecto (Ley de Hess)
Calor de Solución y de Dilución en Procesos
Físicos (a presión constante, q = Hsoln )

Calor de Solución Hsoln = U + Hhydr
 U = energía de enrejado requerida para separar
un mol de un compuesto iónico sólido en iones
gaseosos.
 Hhydr = energía asociada al proceso de
hidratación

Calor de Dilución
 Cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Ejercicios: 6.52, 6.54, 6.60, 6.62, 6.64, 6.80,
6.86, 6.98, 6.104, 6.108
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UNIDAD 4REACCIONES QUIMICAS Y TERMOQUIMICA