Estequiometría - eva.udelar.edu.uy€¦ · Primero vemos cuántas moléculas de C 6H 12O 6hay en 0.350 mol a través del número de Avogadro 0.350 mol C 6H 12O 6x 6.02x1023moléculas/mol

Química I – Tecnólogo en Minería

Estequiometría

E s t e q u i o m e t r í aüEstequiometría: 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)

2H2 + O2 2H2O

Coeficientes

Reacciona con

Produce

Productos

Reactivos

Ecuación balanceada: igual número de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha

E c u a c i o n e s q u í m i c a sReacciones químicas Representadas por ecuaciones químicas

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Balancing_chemical_equation_-_formation_of_water.png

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Balancing_chemical_equation_-_formation_of_water.png

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

E c u a c i o n e s q u í m i c a s

Igualando una ecuación química

Coeficiente: cambia la cantidad no la

calidad

NUNCA DEBEN MODIFICARSE LOS SUBÍNDICES AL BALANCEAR UNA ECUACIÓN

E c u a c i o n e s q u í m i c a s

Igualando una ecuación química

H2O

2H2O

H2O2

Subíndice: cambia la composición y la

identidad del compuesto

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 c u a c i o n e s q u í m i c a sEjemplo 1:

Balancea la siguiente ecuación:

Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)

Contamos los átomos de cada lado: Na 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 c u a c i o n e s q u í m i c a sEjemplo de clase:

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)

E c u a c i o n e s q u í m i c a sEjercicios:

Clave para predecir productos que se forman

Reacciones 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

E c u a c i o n e s q u í m i c a sPatrones sencillos de reactividad química

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


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)

E c u a c i o n e s q u í m i c a sTabla de reacciones

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)

E c u a c i o n e s q u í m i c a sPatrones sencillos de reactividad química – Ejemplos de clase

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)

E c u a c i o n e s q u í m i c a sPatrones sencillos de reactividad química – Ejercicio

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)


Las fórmulas y ecuaciones químicas tienen un significado CUANTITATIVO

En el ejemplo anterior necesitamos 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?

P e s o f ó r m u l a y p e s o m o l e c u l a r

2CH3OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g)

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


ü Si la fórmula química es el símbolo de un element (por ej. Na) entnces coincide con el peso atómico del elemento

ü Si la fórmula es la de una molécula, entonces se conoce como peso molecular

Recordemos…qué es una u.m.a (unidad de masa atómica)

Está definida como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo neutro y no enlazadode carbono-12, en su estado fundamental eléctrico y nuclear, y su valor recomendado es el de1,660 538 921 (73) × 10−27 kg.

Un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exacta de 12 gramos.


Ejemplos de clase:

Calcula el peso fórmula/peso molecular de:a- Sacarosa C12H22O11 (azúcar de mesa) b- nitrato de calcio Ca(NO3)2


Calcula el peso fórmula/ peso molecular de:a- Al(OH)3b- CH3OH

Ejercicios

(342.0 uma)

(164.1 uma)

(78.0 uma)

(32.0 uma)

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 g de 12C isotópicamente puro

O es lo mismo que contenga 6.0221421x1023 (número de Avogadro) 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 l n ú m e r o d e A v o g a d r o y e l M O L

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

E l n ú m e r o d e A v o g a d r o y e l M O LEjemplo de clase

Luego calculamos cuántos átomos de H hay en esa cantidad de moléculas usando la fórmula química del compuesto

2- Calcula 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

E l n ú m e r o d e A v o g a d r o y e l M O LEjemplo de clase

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 que el de C

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

M a s a m o l a r

1 molécula de H2O (18.0 uma) 1 mol de H2O (18.0 g)

1 átomo de 12C tiene una masa de 12 uma 1 mol de 12C tiene una masa de 12 g

1 átomo de Cl tiene una masa de 35.5 uma 1 mol de Cl tiene una masa de 35.5 g

1 átomo de Au tiene una masa de 197 uma 1 mol de Au tiene una masa de 197 g

M a s a m o l a r

La masa en gramos de un mol de una sustancia (es decir, la masa en gramos por mol) es su MASA MOLAR

M a s a m o l a r

La MASA MOLAR (g/mol) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formular (en uma)

Calcula 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

M a s a m o l a rEjercicio de clase

Peso formula o peso molecular: peso en umas de una molécula o 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, unidadformular….) La masa molar de 1 mol de H2 son 2g/mol

R e s u m e n

El concepto de mol es el puente entre las masas y los números de partículas

C o n v e r s i ó n e n t r e m a s a s , m o l e s y n ú m e r o d e p a r t í c u l a s

Número de AvogradroMasa molar

Unidadesfórmula

MolesGramos

1- Calculemos 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

Ejemplo de clase



2- Calcula la masa molar de Ca(NO3)2 164.1 g/mol

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

Ejemplo de clase

1- ¿Cuántos moles de bicarbonato de sodio (NaHCO3) están presentes en 508 g de esta sustancia? 6.05 mol

2- Calcula la masa en gramos de 0.433 mol de nitrato de calcio Ca(NO3)2 71.1 g

3- Calcula la masa en gramos de 6.33 mol de NaHCO3

4- Calcula la masa en gramos de 3.0x10-5 mol de ácido sulfúrico (H2SO4)

Ejercicios

531.6 g

2.94x10-3 g

I n f o r m a c i ó n c u a n t i t a t i v a a p a r t i r d e e c u a c i o n e s b a l a n c e a d a s

El concepto de mol nos permite usar la información de una ecuación balanceada para saber las masas de las sustancias de la reacción

Interpretación de cantidad molar

Interpretaciónmolecular

1 moléculas de O22 moléculas de H2 2 moléculas de H2O

Ecuación química 2H2 O2 2H2O+

4.0 g H2 32.0 g O2 36.0 g H2O

2 mol H2 1 mol O2 2 mol H2O

Masa molar

Masa molar

Masa molar

La masa se conserva!


Ejemplo de claseCalcula la masa de CO2 que se produce cuando se quema 1.00 g de C4H4 (butano, combustible de los encendedores)

https://en.wikipedia.org/wiki/File:White_BIC_lighter.png

2C4H10 (l) + 13 O2 (g) 8CO2 (g) + 10 H2O (g)

Los coeficientes indican la relación entre la cantidadde butano consumido con la cantidad de CO2producida

Relaciónestequiométrica

https://en.wikipedia.org/wiki/File:White_BIC_lighter.png


2C4H10 (l) + 13 O2 (g) 8CO2 (g) + 10 H2O (g)

Primero convertimos los gramos de butano (C4H10) en moles usando la masa molar

Mmolar C4H10 = 4x12.0107 + 10x1.00974 = 58.10 g/mol

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶'𝐻)* = 1.00 𝑔𝐶'𝐻)*1𝑚𝑜𝑙𝐶'𝐻)*58.0 𝑔 𝐶'𝐻)*

= 1.72𝑥1056 𝑚𝑜𝑙 𝐶'𝐻)*

Sabemos cuánta cantidad en moles se consumió de C4H10

Utilizamos el factor estequiométrico (de la ecuación balanceada) para calcular los moles de CO2 que se producen cuando se quema 1 g de butano


𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶𝑂6 = 1.72𝑥1056 𝑚𝑜𝑙 𝐶'𝐻)*8𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂62𝑚𝑜𝑙 𝐶'𝐻)*

= 6.88 𝑥1056𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶𝑂6

Pero nos piden la masa en gramos de CO2 Usamos la masa molar para convertir estos moles en gramos

Mmolar CO2 = 12.0107 + 2x15.9994 = 44.0 g/mol

g 𝐶𝑂6 = 6.88𝑥1056 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐶𝑂6''.* 9 :;<)=>? :;<

= 3.03 𝑔 𝐶𝑂6


ResumenGramos de sustancia A

Moles sustancia A

Masa molar de A

Relación entre coeficientesestequiométricos

Moles sustancia B

Gramos de sustancia B

Masa molar de B


Ejemplo de clasePara las mismas condiciones del ejercicio anterior, calcula la cantidad en gramos de O2consumido

2C4H10 (l) + 13 O2 (g) 8CO2 (g) + 10 H2O (g)

3.59 g O2

Muchas veces las sustancias se encuentran en estado gaseoso.¿Cómo hacemos para medirlas?

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)

S u s t a n c i a s e n e s t a d o g a s e o s o

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2 H20 (g)

S u s t a n c i a s e n e s t a d o g a s e o s oEjemplo de clase

Calcula qué volumen de CO2 se obtiene cuando reaccionan 25 L de O2 a 1 atm y 100 oC

Trabajamos igual que el ejercicio anterior, solo que ahora debemos usar la ley de los gases ideales para calcular el número de moles de los gases involucrados

Cálculo del número de moles de O2 que se reaccionan 𝑛 =𝑃𝑉𝑅𝑇

𝑛 =1 𝑎𝑡𝑚 𝑥 25 𝐿

0.082 𝐿𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙𝐾 𝑥 373𝐾= 0.817 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂6

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠:;< = 0.817 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂61 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂62 𝑚𝑜𝑙 𝑂6

= 0.408 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂6

Usando la relación estequiométrica entre el O2 y el CO2 calculo el número de moles de CO2que se generan

Nuevamente empleando la Ley de los gases idelaes calculo el Volumen de CO2 generado

𝑉 =𝑛𝑅𝑇𝑃

=0.408 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂6 𝑥 0.082

𝐿𝑎𝑡𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐾 𝑥 373 𝐾

1 𝑎𝑡𝑚= 12.48 L

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 LIMITANTE

ü Es quien determina o limita la cantidad de producto que se forma

• No hay restricciones con respecto a la cantidad inicial de reactivos

• Las cantidades de reactivos consumidos y de productos formados están determinadas por la cantidad de reactivo limitante


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)


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

R e a c t i v o L i m i t a n t eEjemplo de clase

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


Considera las reacción:

I- 2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s) Reaccionan 1.5 mol de Al y 3.00 mol de Cl2

a) ¿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)Una disolución que contiene 3.50 g de Na3PO4 se mezcla con una disolución que contiene

6.40 g de Ba(NO3)2 ¿Cuántos gramos de Ba3(PO4)2 podrán formarse?4.92 g de Ba3(PO4)2

R e a c t i v o L i m i t a n t eEjercicios

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 teóricoReactivos no reacciónReacciones secundariasNo se recupera todo el producto

El % de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado)

R e n d i m i e n t o t e ó r i c 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) Esta reacción se efectúa partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y éste es el reactivo limitante. Calcula el rendimiento teórico de ácido adíptico

b) Si se obtienen 33.5g de ácido adíptico en la reacción, calcula el porcentaje de rendimiento de ácido adíptico

a) 43.5 g H2C6H8O4b) 77%

R e n d i m i e n t o t e ó r i c o

¿QUE ES UNA DISOLUCION (SOLUCIÓN)?Mezcla homogénea de dos o más sustanciasDe las cuales:

üEl disolvente (solvente) es el componente que se encuentra en mayor cantidad

üEl soluto, las demás sustancias que están disueltas en el solvente

Solución= soluto + solventes

Las soluciones en las que el solvente es el agua, se llaman soluciones acuosas

D i s o l u c i o n e s

Densidad = masa

volumen

Unidades más comunes

g/cm3 ó g/ mL

DensidadSe define como la cantidad de masa por unidad de volumen de la sustancia. Se utiliza para caracterizar las sustancias.

Casi todas las sustancias cambian de volumen al calentarse o enfriarse, por eso la densidad depende de la temperatura.


Concentración: cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de solvente o solución

Cuanto más soluto esté disuelto en cierta cantidad de solvente más concentrada será la solución


Concentraciones de disoluciones

Molaridad (M)

Concentración de una disolución como el número de moles de soluto que hay en un litro de solución

Molaridad=Volumen de solución (en L)

moles de soluto

Una solución 1.00 molar (1.00 M) contiene 1.00 mol de soluto por cada litro de solución

g/L Gramos de soluto en un litro de solución


Formas de expresar la concentración

2. Para preparar 350 mL de una disolución de Na2SO4 0,05 M, ¿cuántos gramosdebemos pesar?

1. Calcula la molaridad de una solución que se preparó disolviendo 23.4 g de Na2SO4 ensuficiente agua para formar 125 mL de solución

Moles Na2SO4= 0.165 moles

125 mL = 0.125 L

nº de moles = 0.05 0.05 moles 1LX 0.350 L

x = 0.0175 moles X 142 g/mol = 2.48 g

D i s o l u c i o n e sEjemplos de clase

masa de soluto (g)

masa de disolución (g)

x 100% m/m =

masa de soluto (g)

volumen de disolución (mL)

x 100% m/vol=

Porcentaje m/m

Porcentaje m/vol

D i s o l u c i o n e sOtras formas de expresar la concentración

Supongamos que queremos preparar 250 mL de una solución 0.100 M de CuSO4 y tenemos una solución 1.00 M.

Cuando agregamos solvente a una solución, el nº de moles de soluto no cambia

M1 x Vol1 = M2 x Vol2

1.00 M x Vol1 = 0.100 M x 0.250 L

Vol1 = 0.0250 LEs el volumen de solución concentrada de 1.00 M que debemos tomar y completar 1 L para obtener una solución 0.100 M

D i s o l u c i o n e sDilución de soluciones

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