Bitácora correspondiente al día sábado 16 de octubre de 2010

En esta sesión dedicamos parte de ella para realizar una breve recopilación acerca del comportamiento de las sustancias y de la materia. Como recordaremos en la bitácora de la clase pasada existen diversas maneras de comportamiento de la materia y esto es debido a que la composición química de cada elemento tiene distintas maneras de comportarse esto se debe a la interacción que exista con algún otro elemento, como ya repasamos a estas fuerzas de interacción se deben a la fuerza de atracción que hay en los electrones de La ultima carga de energía dando lugar a lo que se llaman enlaces químicos, dichos enlaces químicos y estos a su vez al unirse por la fuerza de atracción se fusionan o se expanden con algún otro compuesto de los millones de compuestos inorgánicos que hay en el planeta dando lugar a las reacciones químicas.

Recordemos que es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos. Ahora el trabajo de la estequiometria dentro de estas reacciones químicas es el calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.

Dentro de la clase realizamos una evaluación acerca de la nomenclatura ahora de la manera más breve resumí las distintas reacciones químicas y algunas otras de las más importantes que existen mismas de las cuales realizaremos sus cálculos estequiometricos.

Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.

Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.

Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.

Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.

Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.

Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.

Antes de aplicar cualquier cálculo estequiometrico como el balanceo de ecuaciones es saber identificar mediante la observación de que reacción química con la que se esté trabajando.

Otro punto importante que se tomo en clase es que en muchas de las ocasiones debemos de balancear ecuaciones como base principal encontramos que es por tanteo y por el método redox (es el método de reducción-oxidación). Bueno cierto día en clase realizamos un balanceo de ecuaciones con el método de tanteo y no encontrábamos la manera de equilibrar a los reactivos con los productos así que recurrimos al termino redox y con este mismo logramos balancear a la ecuación, de tal manera que es importante saber identificar cuando es más fácil balancear con cierto método. Fue cuando el profesor nos hizo hincapié en la importancia de la investigación y estudio del método redox.

BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DE TANTEO
Pasos básicos para el balanceo por este método Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:
1-Identificar reactivos y productos.
2.-Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.
3.-Se asignan literales para cada componente.
4.-Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.
5.-Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.

Ejemplo:
C3H8 + O2 ® CO2 + H2O por método de tanteo obtenemos los siguientes resultados:

C3H8 + 5O2 ® 3CO2 + 4H2O

Calculo por el método de reducción-oxidación

En un inicio el término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el término de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.
Ahora en la actualidad sabemos que OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).

Ejemplo: Cu ® Cu2+ + 2e–

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
Ejemplo: Ag+ + 1e– ®Ag

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.
Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción ya que al reducirse ambas se completan el balanceo.

Dentro del método.se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

Se conoce como reacción Redox aquella reacción en donde los números de oxidación de algunos átomos cambian al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras reducción y oxidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce. Oxidación es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen y por otra parte. Reducción es la ganancia de electrones lo que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Por ejemplo
Na Na oxidación +1
H H2 reducción
Las reglas para el balanceo por el método Redox son las siguientes para lo cual usaremos la siguiente expresión química.

K2Cr2O7 + H2O+ S SO2 + KOH+CrO3

El primer paso es escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuales son las que cambian

K2Cr2O7 + H2O+ S SO2 + KOH+Cr2O3
En este caso hay dos átomos de cromo y uno de azufre en ambos se encuentran ajustados, en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemireacciones y finalmente indicar el numero de electrones ganados o perdidos.


Cr2 Cr2 REDUCCION S S OXIDACION
Para igualar el número de electrones perdidos al número de ganados se deben multiplicar cada una de las hemireacciones por número de electrones ganados o perdidos.

3Cr2 Cr2 REDUCCION 2 S S OXIDACION

Al final hacer una sumatoria de las hemireacciones para obtener los coeficientes y posteriormente, colocarlos en su lugar correspondiente.
2K2Cr2O7 + 2H2O+ 3S 3SO2 + 4KOH+2Cr2O3

El ejemplo de arriba lo coloque ya que es importante saber balancear un ecuación para asimismo poderle calcular alguno de los demás cálculos estequiometricos.
Ahora hablaremos del mol Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas.

En pocas palabras de lo anterior es el número de átomos o moléculas (según el caso) que hay en un mol de cualquier elemento o compuesto. Su valor es de 6.023×1023

Lo anterior se puede ejemplificar de las siguientes formas
Un mol de magnesio, contiene el mismo número de átomos que un mol de cromo, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento
Un ejemplo cotidiano seria si tenemos 5 canicas de vidrio y 10 balines de metal determinamos que son un número de canicas y balines iguales es decir; se tienen 5 unidades de cada objeto, pero la cuestión es ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo

A continuación se puede demostrar con los siguientes ejemplos
¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?
Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.
25.0 g Fe 1 mol 55.85 g = 0.448 moles Fe La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 8 .00 g de magnesio (Na)?
Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Na.
Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 22.97 g.
8.00 g Na 1 mol 22.97 g = 0.348 mol Na

Estos ejemplos son muy parecidos al que el facilitador nos dio en clase.

La escala de masa atómica (Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes)
Antes de empezar a desarrollar este tema consideremos lo siguiente La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Desde el siglo pasado donde se separaba el agua en sus elementos (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.
Más tarde los químicos descubrieron que por cada átomo de oxigeno existían dos atomos de hidrogeno. Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.
Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (masa = 12 uma).

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16 O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos y al revés: 1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

LA MASA MOLAR
Un átomo de Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de C.
Dado que por definición un mol de átomos de C pesa 12 gramos, una mol de átomos de Mg debe pesar 24 gramos.
la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar, La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
Peso molecular y peso fórmula
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.
Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.
Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.
Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas
Ahora algo que es importante destacar que ya tenemos el conocimiento de lo que es el peso formula.
El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:
[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma
Pero la interrogante que ahora tenemos es que la molécula de agua tiene un peso formula de 18.01528, lo interesante seria saber de esa sustancia que porcentaje es representado por hidrogeno y que porcentaje equivale al oxigeno.
Se usaría el siguiente proceso
18,01528 uma es igual al 100 % de la sustancia
100 / 18.01528 es igual a 5.5508.
Si 2 x (1,0079 uma) = 2.0158 representa la cantidad de hidrogeno dentro de la sustancia. Su valor porcentual es igual a (2.0158)( 5.5508) = 11.189% de la sustancia
Por consiguiente
1 x (15,9994 uma)= 15,9994 representa la cantidad de oxigeno. Entonces se puede calcular su valor porcentual así. Su valor porcentual es igual a (15.9994)( 5.5508) = 88.809%
Ejemplo 2 La molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.
Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:
[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma
Se usaría el siguiente proceso
180.0 uma es igual al 100 % de la sustancia
100/180 es igual a 0.55
Porcentaje de carbono es igual a 6 x (12 uma) = 72 (0.55) = 39.60 %
Porcentaje de hidrogeno es igual a 12 x (1.00794 uma) = 12.0952 (0.55) = 6.652%
Porcentaje de oxigeno es igual a 6 x (15.9994 uma) = 95.9964 (0.55) = 52.79%