Fórmula molecular La fórmula química de un compuesto obtenida

Fórmula molecular
La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos
o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula
molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química
siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros
de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92
% de C, 4.58 % de H, y 54.50 % de O, en masa. El peso molecular de este compuesto es
de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica?
En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:
40.92 gramos C
4.58 gramos H
54.50 gramos O
Esto
nos
dirá
cuantas
moles
hay
de
cada
elemento
así:
Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa
de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que
normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.
1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3
obtendremos valores enteros para todos los átomos.
C = (1.0)*3 = 3
H = (1.333)*3 = 4
O = (1.0)*3 = 3
Es decir C3H4O3
Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. ¿Pero y la fórmula molecular?Nos
dijeron que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es el peso
molecular de nuestra fórmula empírica?
(3*12.011) + (4*1.008) + (3*15.999) = 88.062 uma
El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el
valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores? (176 uma / 88.062
uma) = 2.0
La fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la
fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta.
Entonces, la fórmula molecular será:
2* C3H4O3 = C6H8O6
Resumen
REACTIVO LIMITANTE
Si en una reacción química las sustancias reaccionantes se miden en cantidades que
son justamente las dadas por las relaciones estequiométricas, es claro que todas se
consumirán por completo. Sin embargo, en la práctica lo común es medir los reactivos
en tal proporción que la reacción procede hasta que uno de ellos se consume
otalmente, mientras que los demás quedan en exceso.
El reactivo que se consume por completo y que por consiguiente limita la cantidad del
producto formado, se denomina reactivo limitante, conocido comúnmente como
reactivo límite.
Para determinar el reactivo limitante, basta dividir el número de moles dados de cada
Reactivo, por su respectivo coeficiente en la ecuación balanceada. E1 menor cociente
corresponde al reactivo limitante.
Las superficies de aluminio reaccionan con el oxígeno del aire para formar una capa
protectora de óxido de aluminio, que previene al metal de posterior corrosión. La
ecuación es:
Cuantos gramos de óxido de aluminio se forman a partir de 148.5 g de aluminio y
272 g de oxígeno?
RENDIMIENTO Y PUREZA
En la práctica, las reacciones químicas no siempre producen la cantidad de producto
calculado o teórico que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha
reaccionado todo el reactivo limitante. Existen varias causas para esto. Por ejemplo,
muchas reacciones son reversibles por lo que no llegan a su completación. Algunas
son complejas, dando lugar a reacciones secundarias que desvían el consumo de
reactivos a productos no deseados.
También la pureza de los reactivos, ya que a veces contienen impurezas que no en la
reacción. Todos estos factores originan que la cantidad de producto , llamado
producido real, sea generalmente inferior a la cantidad de producto o esperado, es
decir, al producido teórico. Para utilizar el término rendimiento o eficiencia de una
reacción a la relación el producido real y el producido tedrico. Generalmente se
expresa como porcentaje.
TIPOS DE REACCIONES
Reacciones de Intercambio Ionico
Intercambio de aniones y cationes AB + CD→AD
NaCl(ac)+ AgNO3(ac)→NaNO3 (ac)+ AgCl(sln)
Reacciones de precipitación
Se forman compuestos entre aniones y cationes con solubilidad menor de 0.02 mol/l
con alta atracción los cuales forman precipitados.
Reacciones de Neutralización
Reacciones entre un acido y una base para formar sal y agua .
Reacción de Oxido Reducción
Existe transferencia de electrones de una especie química a otra.
CuSO4(ac) + Fe ( s) →FeSO4(s) + Cu (s)
Reacciones de dismutación
Aquellas reacciones donde de los reactivos genera compuestos donde un elemento
tienen dos estados de oxidación.
12OH- + 6Br2BrO3- + 10Br- + 6H2O
Reacciones de desplazamiento
Es una reacción redoxdonde los metales activos desplazan a los menos activos.
Zn(s) + CuSO4(ac) →ZnSO4(ac) + Cu (s)
Descomposición
2H2O2 →2H2O + O2
Reacciones de combustión
Generan COx+ H2O
Adición
CH2=CH2 + Br2 BrCH2CH2Br
Endotérmicas o exotérmicas
Agente reductor: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al
hacer esto, se oxida
Edo. Oxidación O=0
Edo. Oxidación H=0 Edo. Oxidación H=+1
Edo. Oxidación O=-2
El hidrógeno se oxida y es un agente reductor. El oxígeno se reduce y es un agente
oxidante.
El estado de oxidación: describe la carga de cada elemento en un compuesto.
Reglas prácticas para asignar números de oxidación:
1. El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre es siempre cero.
2. El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga del ion.
3. El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1, excepto en
los hidruros en los cuales es -1. Ejemplo: NaH.
4. El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos que es -1.
como Ba02 y en el OF2 que es +2.
5. El número de oxidación de los metales es siempre positivo. El de los no metales
puede ser positivo o negativo.
6. El número de oxidación de los metales alcalinos es +1 y e1 de los alcalinotérreos +2
7. El número de oxidación de los halógenos en sus compuestos metálicos binarios es -1
8. En las sales, el átomo o los átomos diferentes de metal conservan el número de
oxidación que tenían en el ácido original.
9. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de uno molécula es
la suma de los números de oxidación de todos los átomos de un ion poliatómico
es igual a la carga del ion.
Ecuaciones iónicas
Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua, puede disociarse en
iones. De manera que al mezclar este tipo de disoluciones, no es necesario
que participen todos los iones en la reacción, es decir que puede ocurrir que
solamente reaccionen unos de ellos.
REACTIVO LIMITANTE
Si en una reacción química las sustancias reaccionantes se miden en cantidades que
son justamente las dadas por las relaciones estequiométricas, es claro que todas se
consumirán por completo. Sin embargo, en la práctica lo común es medir los reactivos
en tal proporción que la reacción procede hasta que uno de ellos se consume
otalmente, mientras que los demás quedan en exceso.
El reactivo que se consume por completo y que por consiguiente limita la cantidad del
producto formado, se denomina reactivo limitante, conocido comúnmente como
reactivo límite.
Para determinar el reactivo limitante, basta dividir el número de moles dados de cada
Reactivo, por su respectivo coeficiente en la ecuación balanceada. E1 menor cociente
corresponde al reactivo limitante.
Las superficies de aluminio reaccionan con el oxígeno del aire para formar una
capa protectora de óxido de aluminio, que previene al metal de posterior
corrosión. La ecuación es:
Cuantos gramos de óxido de aluminio se forman a partir de 148.5 g de aluminio
y 272 g de oxígeno?
RENDIMIENTO Y PUREZA
En la práctica, las reacciones químicas no siempre producen la cantidad de producto
calculado o teórico que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha
reaccionado todo el reactivo limitante. Existen varias causas para esto. Por ejemplo,
muchas reacciones son reversibles por lo que no llegan a su completación. Algunas
son complejas, dando lugar a reacciones secundarias que desvían el consumo de
reactivos a productos no deseados.
También la pureza de los reactivos, ya que a veces contienen impurezas que no en la
reacción. Todos estos factores originan que la cantidad de producto , llamado
producido real, sea generalmente inferior a la cantidad de producto o esperado, es
decir, al producido teórico. Para utilizar el término rendimiento o eficiencia de una
reacción a la relación el producido real y el producido tedrico. Generalmente se
expresa como porcentaje.
BALANCE DE ECUACIONES POR ÓXIDO-REDUCCIÓN
El balance de ecuaciones por el método de óxido-reducción, se basa en que el
número de electrones cedidos debe ser igual al número de electrones ganados.
Balancear por óxido reducción, la siguiente ecuación:
SOLUCIÓN
Asigne los números de oxidación a cada uno de los átomos que cambian. Asi:
Calcule el cambio de electrones por cada átomo y por todos los átomos de la molécula.
Indíquelo con flechas, hacia arriba, si los electrones fueron ganados y hacia abajo, si
fueron cedidos:
3. Iguale el número de electrones ganados y cedidos, multiplicando estos valores
entre si Encierre entre paréntesis el factor respectivo en cada caso. Así:
4 Asigne como coeficientes de las respectivas moléculas, los factores colocados entre
Paréntesis:
5 Termine el balance por tanteo:
Balancear