TEMA : ECUACIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRIA

(Universidad del Perú. DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE DISENO Y TECNOLOGIA INDUSTRIAL

Es una descripción simbólica de una reacción química.

Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen.

También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

Durante una reacción química, los átomos, moléculas o iones interaccionan y se reordenan entre si para formar los productos. Durante ese proceso, se rompen enlaces químicos y se forman nuevos enlaces.

Los reactivos y los productos pueden estar en estado solido, liquido o gaseoso, o pueden estar en solución.

ECUACION QUIMICA

FORMATO PARA ESCRIBIR LAS ECUACIONES QUIMICAS

SIMBOLO SIGNIFICADO

Producen (indica el sentido de la reaccion)

↔ Reaccion reversible; equilibrio entre reactivos y productos

↑ Gas que se desprende (se marca despues de la sustancia)

↓ Solido o precipitado que se forma (se marca despues de la sustancia)

(s) Estado solido (se escribe despues de la sustancia)

(l) Estado liquido (se escribe despues de la sustancia)

(g) Estado gaseoso (se escribe despues de la sustancia)

(aq) Solucion acuosa (sustancia disuelta en agua)

∆ Calor

+ Mas, o se agrega a (al aparecer entre dos sustancias)

SIMBOLOS DE USO COMUN EN LAS REACCIONES QUIMICAS

Donde: A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas ó átomos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho).

a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométrico, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa (Ecuacion Balanceada).

Representación simbólica de una Ecuación Química

QUE INFORMACION PROPORCIONA UNA ECUACION QUIMICA?

Una ecuacion balanceada nos da la siguiente informacion:1. Cuales son los reactivos y cuales los productos.2. Las formulas de los reactivos y de los productos.3. El numero de moleculas o unidades de formula de reactivos y productos en la reaccion.4. El numero de atomos de cada elemento implicados en la reaccion.5. El numero de masas molares de cada una de las sustancias que se usan o se producen.6. El numero de moles de cada sustancia.7. El numero de gramos de cada sustancia que se usa o que se produce.

Los significados se refieren ya sea a una entidad química individual (átomos, ión, moléculas o unidad formula) o a un mol de dicha entidad.

Formula: H2O2 átomos de H y un átomo de O1 molécula de agua 1 mol de agua 6.022x1023 moléculas de agua 1 masa molar de agua 18.0 g de agua

EJEMPLO:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

Hidrógeno Cloro Cloruro de Hidrógeno

1 molécula 1 molécula 2 moléculas

2 atomos 2 atomos 2 atomos de H + 2 atomos de Cl

1 masa molar 1 masa molar 2 masas molares

1 mol 1 mol 2 moles

2.0 g 71.0 g 2x35.5 g o sean 71.0 g

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS

Las ecuaciones quimicas representan cambios o reacciones quimicas.

1. DE ACUERDO AL COMPORTAMIENTO DE LAS SUSTANCIAS REACCIONANTES

A. REACCION DE COMBINACION O SINTESIS:

a. Metal + oxigeno → oxido metalico 2 Mg(s) + O2(g) ∆→ 2 MgO(s)

b. No metal + oxigeno → oxido de no metal S(s) + O2(g) ∆→ SO2(g)

c. Metal + no metal → sal 2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)

EJEMPLOS:

B. REACCION DE DESCOMPOSICION:

a. Óxidos metálicos. 2 HgO(s) ∆→ 2 Hg(l) + O2(g)

b. Los carbonatos y bicarbonatos se descomponen al calentarlos para dar CO2.

CaCO3(s) ∆→ CaO(s) + CO2(g)

2NaHCO3(s) ∆→ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

EJEMPLOS:

C. REACCION DE DESPLAZAMIENTO SENCILLO:

A + BC → B + AC o A + BC → C + BA Metal Halógeno

Serie de Actividad

Metales Halogenos

K F2

Ca Cl2

Na Br2

Mg I2

Al

Zn

Fe

Ni

Sn

Pb

H

Cu

Ag

Hg

Au

May

or

reac

tivi

dad

a. Metal + acido → hidrogeno + sal Zn(s) + 2 HCl(aq) → H2(g) + ZnCl2(aq)

b. Metal + agua → hidrogeno + oxido o hidroxido metalico

2 Na(s) + 2H2O → H2(g) + 2NaOH(aq)

3Fe(s) + 4H2O(g) → 4H2(g) + Fe3O4(s)

EJEMPLOS:

D. REACCION DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O DE METATESIS:

a. Neutralización de un ácido y una base: se desprende calor en la formación de una molecula de agua.

acido + base → sal + agua HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O

H2SO4(aq) + Ba(OH) 2(aq) → BaSO4↓ + 2H2O

b. Formación de un precipitado insoluble BaCl2(aq) + 2 AgNO3(aq) → 2 AgCl ↓ + Ba(NO3) 2(aq)

c. Óxido metálico + ácido → sal + agua CuO(s) + 2 HNO3(aq) → Cu(NO3) 2(aq) + H2O

EJEMPLOS:

d. Formación de un gas: puede producirse un gas como HCl o H2S directamente. H2SO4(l) + NaCl(s) → NaHSO4(s) + HCl↑ 2 HCl(aq) + ZnS(s) → ZnCl2(aq) + H2S↑

2. DE ACUERDO A LA ENERGIA INVOLUCRADA

a.Exotérmicas: si desprenden calor.

EJEMPLOS:

a. Endotérmicas: para que se produzca la reaccion debe absorver calor.

• La cantidad de energia termica producida en una reaccion se llama calor de reaccion.

• Las unidades empleadas pueden ser kilojoules o kilocalorias.

EJEMPLOS:

3. Por la composicion final: a.Reversible: ocurre no solo cuando los reaccionantes se combinan para formar productos sino que al mismo tiempo los productos se combinan para formar reactantes.

b.Irreversible: cuando solo los reaccionantes sufren cambios químicos dando lugar a los productos.

↑ + calor

EJEMPLOS:

EJEMPLOS:

4. Por el cambio en el Número de Oxidación de las sustancias en la reacción: Reacciones de Oxido Reducción o redox: en ellas se producen transferencia de electrones de una sustancia a otra, siendo el número de electrones ganados en la reducción igual al numero de electrones perdidos en la oxidación.

EJEMPLO:

2Cu(s) + O2(g) → 2CuO(s)

BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS

o Una ecuación química estará balanceada cuando la cantidad de átomos de cada elemento de los reactantes sea igual al de los productos.

METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUIMICAS1.Simple Inspeccion o Tanteo 2.Coeficientes Indeterminados 3.Número de oxidación 4.Ion electron

RECORDANDO: NUMERO DE OXIDACION O ESTADOS DE OXIDACION

Estados de oxidación: Es el número entero que expresa la carga positiva o negativa de un átomo en

una molécula (o en un compuesto iónico) y que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. 

REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN:

Para determinar el numero de oxidación se sigue los siguientes pasos:

1.Los átomos en forma elemental o elemento en estado libre tiene número de oxidación igual a cero.

EJEMPLO:

Au, Na, Cl2, S8, P4

2. En compuestos que tienen oxigeno, el átomo de oxígeno tiene número de oxidación -2, excepto en H2O2 que tiene número de oxidacion -1.

3. Para los iones compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ión. EJEMPLO: Li+, tiene número de oxidación de +1.

- Todos los metales alcalinos tiene un número de oxidación de +1 en sus compuestos.

- Todos los metales alcalinos terreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos.

- El aluminio siempre tiene número de oxidacion de +3 en todos sus compuestos.

4. El número de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando esta enlazado a metales en compuetsos binarios (esto es, compuestos que contienen 2 elementos: hidruros) que su número de oxidación es -1.

EJEMPLO:

LiH, NaH y CaH2, su número de oxidación es -1.

5. El fluor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos.

-Los otros halógenos (Cl, Br, I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro en los compuestos.

- Cuando se combinan con el oxígeno en oxoácidos y oxianiones tienen números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los atomos debe ser cero.

EJEMPLO: HNO3 → (+1) + Y + ((-2)x3) = 0 → x = +5

Al2O3

7. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ión.

EJEMPLO:

NH4+ → Y + (+1)x4 = +1 → Y = -3

Cr2O7-2 → Y x 2 + (-2)x7 = - 2 → Y = +6

REACCIONES REDOX

• Son aquellas en las que hay transferencia de electrones en alguna de las sustancias reaccionantes y por lo tanto su numero de oxidacion varia.

• Se producen simultaneamente dos fenomenos: la reduccion de un elemento y la oxidacion de otro.

1. Oxidacion: fenomeno donde se produce perdida de electrones, lo que origina un aumento en el numero de oxidacion.

EJEMPLO: Fe - 2 e- → Fe2+ N. de oxidación del Fe cambia de 0 a +2.

Mn2+ + 2 e- → Mn4+ N. de oxidación del Mn cambia de +2 a +4.

2. Reduccion: fenómeno donde se produce la ganancia de electrones, debido a que la especie química que reacciona se hace mas negativa.

EJEMPLO: Fe3+ + e- → Fe2+ N. de oxidación del Fe cambia de +3 a +2.

S + 2e- → S2- N. de oxidación del S cambia de 0 a -2.

CUIDADO!!!

-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5

OXIDACION Perdida de e-

REDUCCION Ganancia de e-

A la sustancia que provoca la reduccion se denomina AGENTE OXIDANTE, el cual durante la oxidacion el agente oxidante se reduce.

A la sustancia que provoca la oxidacion se denomina AGENTE REDUCTOR, el cual durante la reduccion el agente reductor se oxida.

EJEMPLO: Cuando el Mg arde en presencia de oxigeno del aire.

Mg0 - 2e- → Mg2+ (Oxidacion) Agente Reductor O0 + 2e- → O2- (Reduccion) Agente Oxidante

BALANCE DE ECUACIONES QUIMICAS

Número de e- perdidos = número de e- ganados

1. Colocar las fórmulas de los compuestos reaccionantes y productos.2. Colocar en la parte superior de cada elemento el número de oxidación.3. Determinar los elementos que han variado su número de oxidación, es

decir los que se oxidan y los que se reducen.4. Separar la ecuacion en 2 semirreacciones, considerando solo los

elementos que se oxidan y reducen. 5. Igualar el numero de electrones perdidos con el número de electrones

ganados utilizando coeficientes enteros. 6. Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación propuesta y esta

estara balanceada. Si faltara balancear algun elemento se realiza por el método por tanteo.

EJEMPLO:Balancear la siguiente ecuacion quimica:

1. METODO DEL NUMERO DE OXIDACION O REDOX

2. METODO DEL ION ELECTRON

Se caracterizan por la presencia de las especies quimicas H3O+ o H + y H2O.EJEMPLO:

CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS

MASA MOLAR DE LA SUSTANCIA:

RELACION ENTRE MOLECULA Y MOL

Una molecula es la unidad mas pequenha de una sustancia molecular.EJEMPLO:Cl2, H2O, O2

Una mol es el numero de Avogadro (6.022x1023) de moleculas de sustancia.

1 mol = 6.022x1023 unidades formula o moléculas = 1 masa molar del compuesto

1 mol =

6.022x1023 moleculas6.022x1023 unidades formula6.022x1023 atomos6.022x1023 iones

Otras relaciones utiles de mol:

Numero de moles = masa de la sustancia masa molar de la sustancia

Numero de moles = gramos de un elemento monoatomico Masa molar del elemento

Numero de moles = numero de moleculas 6.022x1023 moleculas/mol

INTRODUCCION A LA ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA: area de la quimica que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos.

METODO DE RELACION MOLAR• Metodo practico para resolver problemas de estequiometria .• Una relacion molar es una razon o cociente entre el numero de moles de cualquier especia implicada en una reaccion quimica.EJEMPLO: 2H2 + O2 → 2 H2O 2 mol 1 mol 2 mol

Se pueden deducir 6 relaciones molares: 2 mol H2 2 mol H2 1 mol O2 1 mol O2 2 mol H2O 2 mol H2O 1 mol O2 2 mol H2O 2 mol H2 2 mol H2O 2 mol H2 1 mol O2

• La relacion molar es un factor de conversion que sirve para pasar del numero de moles de una sustancia al numero correspondiente de moles de otra en una reaccion quimica.

• Se debe usar una ecuacion balanceada o comprobar que la ecuacion dada este balancead.

EJEMPLO:Calcular el numero de moles de H2O que se puede obtener a partir de 4.0 moles de O2?

El metodo de la relacion molar emplea 3 operaciones basicas simples:1.Convertir la cantidad de la sustancia de partida en moles (en caso de que no este expresada asi).

gramos de A → moles de A

2. Convertir los moles de la sustancia de partida en moles de la sustancia deseada.

Moles de A → moles de B

3. Convertir los moles de la sustancia deseada a las unidades especificads en el problema.

gramos de B Moles de B atomos o moleculas de B

A. CALCULOS MOL-MOL La cantidad de sustancia de partida se da en moles y la cantidad de

sustancia deseada se pide en moles. EJEMPLOS: 1. Cuantos moles de dioxido de carbono se produciran en la oxidacion

completa de 2.0 mol de glucosa (C6H12O6) segun la siguiente reaccion? C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

2. Cuantos moles de amoniaco se pueden producir con 8.00 mol de hidrogeno que reaccionen con nitrogeno?

3H2 + N2 → 2NH3

3. Dada la ecuacion balanceada

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 Cr2(SO4) 3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O

Calcular el numero de moles de K2Cr2O7 que reaccionen con 2.0 moles de KI y el numero de moles de I2 que se producen a partir de 2.0 moles de KI.

B. CALCULOS MOL-MASACalcular la masa de una sustancia que reacciona con, o que se produce a partir de un numero dado de moles de otra sustancia en una reaccion quimica.EJEMPLO: 1.Que masa de hidrogeno puede producirse haciendo reaccionar 6.0 mol de aluminio con acido clorhidrico? 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) mol Al → moles H2 → gramos H2

2. Cuantos moles de cloruro de potasio se pueden producir con 100.0 g de clorato de potasio?

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 3. Cuantos gramos de nitrato de plata se necesitan para producir 0.25 mol de sulfuro de plata?

2 AgNO3 + H2S → Ag2S + HNO3

C. CALCULOS MASA – MASALa masa de las sustancias de partida se convierte a moles. Se usa la relacion molar para calcular las moles de la sustancia deseada, las que a su vez se convierten a masa. EJEMPLOS:1.Que masa de dioxido de carbono se produce por la combinacion completa de 100 g del hidrocarburo pentano, C5H12?

C5H12 + 8O2 → 5 CO2 + 6H2O gramos C5H12 → moles C5H12 → moles CO2 → gramos CO2

2. Cuantos gramos de acido nitrico, HNO3, se necesitan para producir 8.75 g de monoxido de dinitrogeno, N2O, de acuerdo con la siguiente ecuacion?

4 Zn(s) + 10 HNO3(aq) → 4 Zn(NO3) 2(aq) + N2O(g) + 5 H2O(l)

gramos N2O → moles N2O → moles HNO3 → gramos HNO3

CALCULOS DEL REACTIVO LIMITANTE • En muchos procesos quimicos las cantidades de los reactivos que se usan son de tal naturaleza que la cantidad de un reactivo esta en exceso de la cantidad de otro en la reaccion.

• La cantidad de producto que se forma en este caso dependera del reactivo que no este en exceso. Asi el reactivo que no excede se llama reactivo limitante, porque limita la cantidad del producto que se puede formar.

PASOS para determinar al reactivo limitante y evaluar la cantidad de producto que se forma:1.Calcular la cantidad de producto (moles o gramos, segun se necesite) que se puede formar partiendo de cada uno de los reactivos. 2.Determinar cual es el reactivo limitante, y el otro reactivo esta en exceso. El reactivo limitante determinara la cantidad de producto que se forme en la reaccion.

A veces sera necesario calcular la cantidad del reactivo en exceso que reacciona con el reactivo limitante y se procedera a restar la cantidad que reacciona de la cantidad inicial de reactivo en exceso. Esta diferencia es la cantidad de la sustancia que permanece sin reaccionar.

EJEMPLOS1.Cuantos moles de Fe3O4 se pueden obtener haciendo reaccionar 16.8 g de Fe con 10.0 g de H2O? Que sustancia es el reactivo limitante? Que sustancia esta en exceso?

3 Fe(s) + 4 H2O(g) ∆→ Fe3O4(s) + 4 H2(g)

gramos de reactivo → moles de reactivo → moles de Fe3O4

2. Cuantos gramos de bromuro de plata, AgBr se pueden formar cuando se mezclan soluciones que contienen 50.0 g de MgBr2 y 100.0 g de AgNO3? Cuantos gramos del reactivo en exceso permanecen sin reaccionar?

MgBr2(aq) + 2 AgNO3(aq) → 2 AgBr↓ + Mg(NO3) 2(aq)

g MgBr2 mol MgBr2 mol AgNO3 g AgNO3

CALCULOS DEL RENDIMIENTO EN UNA ECUACION QUIMICA

Rendimiento Teorico o ideal de una reaccion es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de determinada cantidad de reactivo, de acuerdo con la ecuacion quimica.

Rendimiento Real es la cantidad de producto que se obtiene al final.

RENDIMIENTO PORCENTUAL Ambos rendimientos deben estar en las mismas unidades.

EJEMPLOS:1.Se preparo tetracloruro de carbono haciendo reaccionar 100 g de disulfuro de carbono con 100 g de cloro. Calcular el rendimiento porcentual si se obtuvieron 65.0 g de CCl4 en esa reaccion.

CS2 + 3 Cl2 → CCl4 + S2Cl2

2. Se preparo bromuro de plata haciendo reaccionar 200. g de bromuro de magnesio con una cantidad adecuada de nitrato de plata. Calcular el rendimiento porcentual si se obtuvieron 375.0 g de bromuro de plata de la reaccion.

MgBr2 + 2 AgNO3 → Mg(NO3) 3 + 2 AgBr

Los pasos  de este método son los siguientes:a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro  de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.g) Simplificar los coeficientes.