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Estequiometría
QUÍMICA I
Tecnólogo Minero
E s t e q u i o m e t r í a
üEstequiometría: stoicheion (“elemento”)
metron (“medida”)
ü Se basa en entender las masas atómicas y la Ley de
conservación de la masa: “la masa total de todas las
sustancias presentes después de una reacción química, es la
misma que la masa total antes de la reacción”
Antoine Lavoisier (1789)
E c u a c i o n e s q u í m i c a s
Reacciones químicas Representadas por ecuaciones químicas
2H2 + O2 2H2O
Coeficientes
Reacciona con
Produce
Productos
Reactivos
Ecuación balanceada: igual número de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha
I g u a l a n d o u n a e c u a c i ó n
ü Conocemos las fórmulas químicas de reactivos y productos
ü Escribimos la ecuación química no balanceada
ü Balanceamos
ü Para casi todas las aplicaciones los coeficientes deberán ser los enteros más pequeños
NUNCA DEBEN MODIFICARSE LOS SUBÍNDICES AL BALANCEAR UNA ECUACIÓN
Coeficiente: cambia la cantidad no la calidad
E j e m p l o :
CH4 + O2 CO2 + H2O No balanceada
Balanceamos los elementos que aparecen en el menor número de fórmulas químicasConsidero C y luego H
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Comúnmente agregamos información en la ecuación química como el estado físico (g), (l), (s), (ac)
Arriba de la flecha podemos agregar condiciones de reacción
E j e m p l o d e c l a s e
Balancea la siguiente ecuación:
Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)
Contamos los átomos de cada ladoNa y O están igualadosH: 2 izquierda, 3 derechaColocamos un coeficiente de 2 a la izquierda
Na(s) + 2H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)
Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)
2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)
E j e r c i c i o
Iguala las siguientes ecuaciones:
a- Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
b- C2H4 (g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
C2H4 (g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g)
c- Al(s) + HCl(ac) AlCl3(ac) + H2(g)
2Al(s) + 6HCl(ac) 2AlCl3(ac) + 3H2(g)
P a t r o n e s s e n c i l l o s d e r e a c t i v i d a d q u í m i c a
Clave para predecir productos que se formanReacciones de combinación: Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Combinación entre un metal y un no metal da sólido iónico
Reacciones de descomposición: Una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias distintas
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Muchos carbonatos metálicos se descomponen para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono cuando se calientan
T a b l a d e r e a c c i o n e s
CombinaciónA + B CC(s) + O2(g) CO2(g)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s)DescomposiciónC A+ B2KClO3 2KCl + 3O2(g)PbCO3(s) PbO(s) + CO2(g)Cu(OH)2(s) CuO(s) + H2O(l)
Ejemplo de clase
Escribe las ecuaciones balanceadas para las reacciones siguientes:
a- Combinación cuando reacciona litio metálico y flúor gaseoso
2Li(s) + F2(g) 2LiF(g)
b- Descomposición cuando se calienta carbonato de bario sólido (dos productos, 1 sólido y un gas)
BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g)
Ejercicio
Escribe las ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones siguientes:
a- Sulfuro de mercurio (II) sólido se descompone en sus elementos constituyentes cuando se calienta
HgS(s) Hg(l) + S(s)
b- La superficie del aluminio metálico sufre una reacción de combinación con el oxígeno del aire
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
Combustión en aire
Son reacciones rápidas que producen una flamaEn la mayoría interviene el O2 del aire
Quema de hidrocarburos en aire:
C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
Ejemplo de clase: escribe la ecuación química balanceada para la reacción que se da cuando se quema metanol (CH3OH (l)) en aire
CH3OH(l) + 3/2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
2CH3OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g)
Pesos formulares y moleculares
Las fórmulas y ecuaciones químicas tienen un significado CUANTITATIVO
En el ejemplo anterior se necesitan 3 moléculas de O2 para quemar 2 moléculas de metanol y producir 2 moléculas de CO2 y 4 moléculas de agua
Pero….¿Cómo relacionamos los números de moléculas o átomos con las cantidades que medimos en el laboratorio?
Peso fórmula de una sustancia: suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química
PF(H2SO4) = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O) =2(1.0 uma) + 32.1 uma + 4(16.0 uma) = 98.1 uma
Fórmula química= elemento Peso fórmula = peso molecular
Recordemos…qué es una u.m.a(unidad de masa atómica)
Está definida como la doceava parte (1/12) de la masa deun átomo neutro y no enlazado de carbono-12, ensu estado fundamental eléctrico y nuclear, y su valorrecomendado es el de 1,660 538 921 (73) × 10−27 kg.
Un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exactade 12 gramos.
Pesos formulares y moleculares
Para sustancias iónicas como NaCl lo llamamos unidad formular y no molécula
Ejemplos:Calcula el peso molecular de:a- Sacarosa C12H22O11 (azúcar de mesa)b- nitrato de calcio Ca(NO3)2
Calcule el peso fórmula de:a- Al(OH)3b- CH3OH
Composición porcentual a partir de las fórmulas
ü% de masa que corresponde a cada elemento de la sustanciaüEs un cálculo sencillo si se conoce la fórmula química
El cálculo depende de: - peso fórmula de la sustancia- peso atómico del elemento- número de átomos de ese elemento
Ejemplo de clase C12H22O11:
%C=[(12)(12.0 uma)/342.0 uma]x100 = 42.1 %
%H =[(22)(1.0 uma)/342.0 uma]x100 = 6.4 %
%O=[(11)(16.0 uma)/342.0 uma]x100 = 51.5 %
MOL
MOL: Unidad especial de conteo para describir grandes cantidades de átomos o moléculas
Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos(átomos, moléculas, etc) como átomos hay en exactamente 12 gde 12C isotópicamente puro
O es lo mismo que contenga 6.0221421x1023 (número deAvogadro) objetos
Por ejemplo:
1 mol de átomos de 12C = 6.02x1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.02x1023 moléculas de H2O
1 mol de iones de NO3-= 6.02x1023 iones de NO3
-
E j e r c i c i o s
1- Calcula el número de átomos de H que hay en 0.350 mol de C6H12O6
Primero vemos cuántas moléculas de C6H12O6 hay en 0.350 mol a través del número de Avogadro
0.350 mol C6H12O6 x 6.02x1023 moléculas/mol = 0.21x1024 moléculas
0.21x1024 moléculas x 12átomos de H = 2.5x1024 átomos de H
2- Cuántos átomos de oxígeno hay en:a- 0.25 mol de Ca(NO3)2b- 1.50 mol de Carbonato de sodio
a- 9.0x1023 átomosb- 2.71x1024 átomos
MASA MOLAR
Un mol siempre es el mismo número 6.02x1023 pero un mol de una sustancia y un mol de otra tienen diferente masa
Por ejemplo: 1 mol de 24Mg (24 uma) y 1 mol de 12C (12 uma)
Como 1 mol tiene el mismo número de átomos, el mol de Mg deberá tener el doble de masa
Definición: 1 mol de 12C = 12 g1 mol de 24Mg deberá pesar 24 g
La masa de 1 sólo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de 1 mol de átomos
de ese elemento
E j e m p l o s
1 átomo de 12C tiene una masa de 12 uma
1 átomo de Cl tiene una masa de 35.5 uma
1 átomo de Au tiene una masa de 197 uma
1 mol de 12C tiene una masa de 12 g
1 mol de Cl tiene una masa de 35.5 g
1 mol de Au tiene una masa de 197 g
Observa: cuando hablamos de un isótopo específico usamos la masa de ese isótopo; en los demás casos usamos el peso atómico
1 molécula de H2O (18.0 uma) 1 mol de H2O (18.0 g)
MASA MOLAR
La masa en gramos de un mol de una sustancia (es decir, la masa en gramos por mol) es su MASA MOLAR
La MASA MOLAR (g/mol) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formular (en uma)
Ejemplo:
Calcule la masa en gramos de 1.00 mol de glucosa C6H12O6
6C(átomos) = 6(12.0) = 72.0uma12H(átomos) = 12(1.0) = 12.0 uma6O(átomos) = 6(16.0) = 96.0 uma
Total = 180.0 uma
PF glucosa = 180.0 uma 1 mol de glucosa= 180g/mol
Resumiendo
Peso formula o peso molecular: peso en umas de una moléculao unidad formular (peso molecular H2 = 2 umas)
1 uma es 1/12 del peso de un átomo de carbono
1 mol son 6.022 x 10 23 objetos (1 mol de H2 son 6.022 x1023
moléculas de H2)
Masa molar: masa en gramos de 1 mol de una sustancia (átomos, moléculas, unidad formular….) La masa molar de 1 mol de H2 son 2g/mol
E j e r c i c i o
Calcula la masa molar de Ca(NO3)2
164.1 g/mol
Interconversión de masas, moles y números de partículasmasa molesmoles masa
Calcula el número de moles de glucosa (C6H12O6) que hay en 5.380 g de esta sustancia:
Masa molar C6H12O6 180 g/mol
Moles de C6H12O6 = 5.380g C6H12O6 (1mol C6H12O/180g C6H12O6) = 0.02989 mol de C6H12O6
E j e r i c i o s
a- Cuántos moles de bicarbonato de sodio (NaHCO3) están presentes en 508 g de esta sustancia?
6.05 mol
b- Calcula la masa en gramos de 0.433 mol de nitrato de calcio
71.1 g
c- Calcula la masa en gramos de 6.33 mol de NaHCO3
d- Calcula la masa en gramos de 3.0x10-5 mol de ácido sulfúrico
El concepto de mol es el puente entre las masas y los números de partículas
Calcularemos el número de átomos de cobre que hay en una moneda de 1 centavo de dólar (3g, 100% Cu)
Átomos de Cu = 3 g Cu (1mol Cu/63.5 g Cu)(6.02x1023 átomos de Cu/ 1 mol de Cu)
Átomos de Cu = 3.22 x1022 átomos de Cu
La masa molar y el número de Avogadro se emplean como factores de conversión para convertir Gramos moles átomos
Moles
Usar Masa molar
Usar Nº AvogadroMasa
(gramos)ÁtomosMoléculas
Iones…
¿Cómo podemos relacionar moles, gramos , átomos y moléculas?
2 moles de
H2O
18 g/mol
36 gramos 2 x (6.023 X 1023) moléculas de agua
Muchas veces las sustancias se encuentran en estado gaseoso.VAMOS A RECORDAR: ecuación general de los gases ideales
Para las sustancias en estado gaseoso se puede considerar que se cumple la ecuación de los gases ideales
PV = nRT
Donde: P presión del gas (atm), V volumen del gas (L), n número de moles, R constante de los gases 0,082 Latm/molK, T temperatura (K)
PTN: Temperatura y presión normal: 1 atm y 273 K (0 ºC)
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2 H20 (g)
25 L a 1 atm y 100 ºC
¿Qué volumen se obtiene?
R e a c t i v o l i m i t a n t e
En química una reacción se detiene tan rápido como se consuma cualquiera de los reactivos
Quedan los reactivos en exceso como sobrantes
Por ejemplo:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
Si tenemos 10 moles de H2 y 7 moles de O2Es suficiente para que se consuman todos los reactivos?
Precisamos el doble de H2 que de O2 necesitaríamos 14 moles de H2 para que se consuman todos los reactivos
HAY UN REACTIVO QUE ES LIMITANTE Y ES EL H2
R e a c t i v o l i m i t a n t e
ü El reactivo que se consume por completo en una reacción ü Se llama REACTIVO LIMITANTEü Es quien determina o limita la cantidad de producto que se forma
• No hay restricciones con respecto a la cantidad de reactivos iniciales
• Las cantidades de reactivos consumidos y de productos formados están determinadas por la cantidad de reactivo limitante
I g u a l a n d o u n a e c u a c i ó n
En el ejemplo del H2O
2H2 + O2 2H2O
Cantidadesiniciales
10 moles 7 moles 0 moles
Reacción -10 moles -5 moles + 10 moles
Cantidades finales
0 moles 2 moles 10 moles
No queda reactivo limitante al final de la reacción (o moles de H2)
E j e m p l o d e c l a s e :
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Cuántos moles de NH3 se pueden formar a partir de 3.0 moles de N2 y 6.0 moles de H2?
• Suponemos que un reactivo se consume por completo • Podremos calcular la cantidad del segundo reactivo que se requiere • Comparamos esta cantidad con la cantidad disponible y determinamos cuál es el reactivo limitante• Finalmente hacemos el cálculo con el reactivo limitante
Si tenemos 3 moles de N2 la reacción requiere 3 veces esta cantidad de moles de H2
Moles de H2= 9.0 mol
Tenemos 6 moles de H2 en nuestro problema
Reactivo limitante es el H2
Ahora usamos los 6.0 moles de H2 para hacer los cálculos
Moles de NH3= 4.0 mol
E j e r c i c i o s
Considera la reacción: I- 2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s)
Reaccionan 1.5 mol de Al y 3.00 mol de Cl2a) ¿Cuál es el reactivo limitante?b) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman?c) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso quedan al término de la
reacción? a) Al , b) 1.5 mol c) 0.75 mol
II- 2Na3PO4(ac) + 3Ba(NO3)2 (ac) Ba3(PO4)2 (s) + 6NaNO3(ac)Supon que una disolución que contiene 3.50g de Na3PO4 se mezcla con una
disolución que contiene 6.40g de Ba(NO3)2 ¿Cuántos gramos de Ba3(PO4)2 podrán formarse?
4.92 g de Ba3(PO4)2
R e n d i m i e n t o t e ó r i c o
La cantidad de producto que se forma (según cálculos) cuando se consume todo el reactivo limitante se llama:RENDIMIENTO TEÓRICO
La cantidad de producto que REALMENTE se obtiene se llama:RENDIMIENTO REAL
Rendimiento real ≤ Rendimiento teórico Reactivos no reacciónReacciones secundariasNo se recupera todo el producto
El % de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado)
E j e m p l o
El ácido adíptico, H2C6H8O4 (para producir nylon) se fabrica comercialmente por una reacción controlada entre ciclohexano (C6H12) y O2
2C6H12(l) + 5O2 (g) 2H2C6H8O4(l) + 2H2O(g)
a) Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y que éste es el reactivo limitante. Calcule el rendimiento teórico de ácido adíptico
b) Si obtiene 33.5g de ácido adíptico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento de ácido adíptico
a) 43.5 g H2C6H8O4b) 77%