Materiales

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Ingeniería Técnica de Obras Públicas QUÍMICA APLICADA Tema 1 QUÍMICA DE LOS MATERIALES DE CONSTRUCCIÓN Reacciones químicas y estequiometria Teoría Atómica Periodicidad Fuerzas intramoleculares e intermoleculares Materiales Profesora: Esther L. Romano Mendoza
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REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA Si se busca el peso atómico del Carbono en la tabla periódica se encontrará que esigual a 12.011, lo cual no parece concordar con el concepto de número másico, A (suma de los protones y neutrones del núcleo). La explicación es la siguiente: Existen dos “especies” diferentes de átomos de Carbono, cuyas propiedades son idénticas, pero que difieren en el peso. Una de ellas es Carbono 12, cuya abundancia relativa al total de “especies” de carbono es del 99 %. Para calcular el pesoatómico del carbono se suman las contribuciones de cada “especie” de carbono, esto es: Peso Atómico de carbono = (12) (0.99) + (13) (0.01) = 12.01 Estas “especies” de átomos son conocidas como ISÓTOPOS (átomos de un mismo elemento, igual número atómico, Z, pero con distinto número de neutrones, N). Determinación de fórmulas empíricas y moleculares: Fórmula empírica da la mínima relación existenteentre los átomos que forman la molécula: Benceno C H etino C H agua H2O Fórmula molecular da el número real de átomos que forma la molécula: Benceno C6 H6 etino C2 H2 agua H2O Ejemplo: La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44.4 %; H: 6.21 %; S: 39.5 %; O: 9.86%. Calcule su formulaempírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molecular es alrededor de 162 g? Solución: Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son: C = 12.0, O = 16.0, S = 32 y H = 1.0 El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento. moles de 70.3124.44C moles de616.01686.9O moles de 21.6121.6H moles de 23.1325.39S El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño. 0.6616.070.3C 0.1616.0616.0O 0.10616.021.6H 0.2616.023.1S Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será: C6 H10 O S2 Para obtener la fórmula molecular, calculemos el peso de la fórmula empírica:162322161110126Su fórmula empírica y molecular coincide ya que tienen pesos moleculares iguales Si no fuera así se divide el peso molecular entre el peso de la fórmula empírica esto nos dará un número entero por el que multiplicaríamos todos los subíndices de la formula En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5 habrá que multiplicar por un número entero que nosproporcione la relación buscada, en nuestro ejemplo por 2: P2O5 Relaciones Molares Ejemplo: Cuando se calientan 9.7 g de un Hidrato de CuSO4 pierde 3.5 g de H2O. ¿Cuál es la Fórmula empírica del hidrato? El hidrato de CuSO4 debe tener la siguiente fórmula: CuSO4.xH2O y por lo tanto hay que determinar cuantos moles de H2O hay por cada mol de CuSO4.
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Los moles de agua se pueden calcular a partir dela pérdida de peso = 3.5 g de H2O 1944.0185.3aguadeformulapesoaguadegaguademoles Los moles de CuSO4 se pueden calcular restando los 3.5 g al peso inicial del hidrato. gramos de CuSO4 = 9.7 g - 3.5 g = 6.2 g de CuSO4 03875.01602.64CuSOdemoles Ahora se divide el número de moles de agua entre los moles de CuSO4. 5.01 0.038750.1944Es decir que por cada mol deCuSO4 hay 5 moles de H2O La fórmuladel hidrato será: CuSO4.5H2O Ecuaciones Químicas El Tratamiento es el mismo que en el punto anterior solamente que deberá trabajarse con una ecuación química balanceada. (Balanceada quiere decir que el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación deben ser iguales). Ejemplo: Determinar los gramos de O2 que se requieren para reaccionar con 7 moles de C2H6 de acuerdo...