Teoria 02- Estequiometria - unrn.edu.arunrn.edu.ar/blogs/qgi/files/2012/08/Teoria-02-Estequiometria... · Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA Ley de las proporciones definidas

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRÍA

Principios básicos de estequiometría

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA

Primero: examinarlas y familiarizarnos con las reacciones químicas y sus ecuaciones balanceadas.Segundo: pensar en cómo podríamos predecir los productos de algunas de estas reacciones conociendo únicamente sus reactivos.

¿Porqué estudiamos las reacciones?

La clave para predecir los productos formados por una combinación dada de reactivos es reconocer patrones generales de reactividad química. Reconocer un patrón de reactividad hace que nuestra comprensión sea más amplia que si nos limitamos a memorizar un gran número de reacciones sin relación entre sí.


Estequiometría

En química, la estequiometría (del griego"στοιχειον" = stoicheion (elemento o parte) y "μετρον"=métron, (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química (El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias B. Richter en 1792)

La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones.


En una reacción química la masa total de los

reactantes es igual a la masa total de los

productos. Es decir, en la naturaleza nada se crea ni

se destruye, sólo se transforma o se reordena.

Ley de conservación de la Masa (Ley de Lavoisier, 1783)

Masa de los Reactivos

Masa de losProductos


Ley de las proporciones definidas (Ley de Proust, 1799)

“Cuando los elementos se combinan para formar compuestos lo hacen siempre en proporciones

en peso definidas”.

La ley de las proporciones definidas constituyó una

poderosa arma en la búsqueda de la composición y las reacciones químicas.


Estequiometría

6

La estequiometría de reacciones químicas es el estudio de los aspectos cuantitativos de las reacciones.Reacción química: proceso en el cual una o varias sustancias puras (REACTIVOS o REACTANTES) se transforman para formar una o más sustancias nuevas (PRODUCTOS).Se representan mediante ecuaciones químicas.


La reacción química es sólo un reordenamiento de átomos.En la reacción química se conserva el número de átomos.En la reacción química NO se interviene sobre los núcleos.La REACCIÓN QUÍMICA se representa, en forma abreviada, mediante una ECUACIÓN QUÍMICA.


Como toda ecuación, la ecuación química(e.q.), tiene dos miembros.Las sustancias al lado izquierdo se denominan REACTANTES o REACTIVOS y las del lado derecho, PRODUCTOS.

El signo = se reemplaza por y su significado es “se transforma en”.


CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

La ecuación químicaUna Ecuaciónquímica es una representación

simbólica de una Reacción química

En la e.q. tanto los REACTANTES como PRODUCTOS se representan mediante la FÓRMULAdel compuesto ó el SÍMBOLO del elemento.


En la ecuación se trata de incorporar el máximo de información posible.El estado en que participan reactantes y productos, se indica en forma abreviada y entre paréntesis inmediatamente después de la fórmula o del símbolo.Ejemplos. H2O (l) CO (g) H2O (s) H2SO4(aq) donde

(s) o con una flecha hacia abajo (↓) = sólido; (l)= líquido; (g) o con una flecha hacia arriba (↑) = gas (aq) ó (ac) = en solución acuosa


La ecuación debe escribirse en forma balanceada. Esto requiere que para cada elemento se cumpla:

El balance de una e.q. se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N° que permita cumplir con el requisito indicado en el punto anterior.


¿Qué información nos da la ecuación química?

N2 (g) + 3 H2 (g)→ 2 NH3 (g)1 moléc. de N2 3 moléc. de H2 2 moléc. de NH3

2 át. de Nitróg 6 át. de Hidróg 2 át. de Nit y 6 át. de Hid28 uma de N2 6 uma de H2 34 uma de NH3

Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo.También puedo hacer “relaciones cruzadas”:28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de hidrógeno para dar 2 moléculas de NH3

Todo esto es a nivel MICROSCÓPICO


A nivel macroscópicoN2 (g) + 3 H2 (g)→ 2 NH3 (g)

1 mol de moléc. de N2 3 moles de moléc. de H2 2 moles de moléc. de NH3

6,022 x 1023 3 x 6,022 x 1023 2 x 6,022 x 1023

moléc. de N2 moléc. de H2 moléc. de NH3

28 g de N2 6 g de H2 34 g de NH3

También acá puedo hacer relaciones cruzadasLo que no puedo es mezclar el nivel micro con el

nivel macro


El balance de una ecuación química se logra anteponiendo a cada FÓRMULA un N°que permita cumplir con el requisito del punto anterior.Este número, en general, se determina “ensayando”(Por tanteo) y en casos más complicados se recurre a métodos específicos para balancear ecuaciones.Una vez balanceada la ecuación es necesario saber INTERPRETARLA para poder realizar los cálculos cuantitativos.


C4H10 (g) + O2 (g) → H2O (g) + CO2 (g)

Ecuación balanceadareactivos (o reactantes) productos

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

La ecuación química

Coeficientes estequiométricos. Indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS


Balanceo de ecuaciones (tanteo)monóxido de nitrógeno + oxígeno → dióxido de nitrógeno

Paso 1: Escriba la reacción usando símbolos químicos.

NO + O2 → NO2

Paso 2: Balancee la ecuación química.

2 1 2

NO

O2

NO2

NO2

NO


No introduzca átomos “extraños” para balancear.

NO + O2 → NO2 + ONo cambie fórmulas tratando de balancear la ecuación.

NO + O2 → NO3

Recomendaciones para balancear

Balancee primero, los elementos que aparecen en sólo un compuesto en cada lado de la ecuación.

Balancee los elementos libres por último.

2


Ej.1: escribir y equilibrar la reacción que muestre la combustión del gas propano (C3H8) en el aire. En esta reacción el propano reacciona con oxígeno y se produce agua y dióxido de carbono

2 C3H8 (g) + 10 O2 (g) → 8H2O (g) + 6 CO2 (g)345

Interpretación cuantitativa de la ecuación anterior:

1 mol de C3H8(g) reaccionan completamente con 5 moles de O2(g) para producir: 3 moles de CO2(g) y

4 moles de H2O(g)

Mientras no se especifique otra cosa, la reacción se supondrá COMPLETA , ES DECIR QUE

OCURRE EN UN 100%


Balance Ejemplo 2El óxido nítrico, NO, se forma a partir de N2 y de O2. Esta reacción ocurre en motores de combustión, hornos de soplado, en tormentas eléctricas y cada vez que el aire se calienta fuertemente. Para la reacción de formación del óxido nítrico:

a) identifique reactantes y producto b) escriba la ecuación (balanceada)c) interprétela en términos de:

partículas (moléculas o átomos)moles masa



c) Interpretación de la ecuación

Los números que preceden las fórmulas en la ecuación química se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.


Balance Ejemplo 3En el flash de una cámara fotográfica ocurre el siguiente cambio: un alambre de magnesio reacciona con oxígeno y produce óxido de magnesio. A consecuencia de este cambio se produce un calentamiento del sistema y una iluminación. Describa la ecuación completa de la reacción

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA

c) Interpretación de la ecuación


Cálculos de Estequiometría


Relaciones entre moles en una ecuación química

1 mol 2 moles 2 moles 1 mol

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2

¿Cuántos moles de agua se obtendrán a partir de 3,5 moles demetano según la reacción anterior?

1 mol CH4 2 moles de H2O3,5 moles CH4 X moles de H2O

X= (3,5 x 2)/ 1 = 7 moles de H2O

CH4 + O2 → H2O + CO22 2


Relaciones entre masas en una ecuación química

En una reacción química las masa total de los reactivos es siempre igual a la masa total de los

productos

2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

2 moles 1 mol 2 moles

4 g de H2 32 g de O2 36 g de H2O


Volumen molar de un gasEs el volumen que ocupa un mol de moléculas de cualquier gas (ideal) en Condiciones Normales de

presión y temperatura (CNPT, 1 atm y 0ºC).

22,4 L/mol (el número exacto es 22,414 L/mol)

Hipótesis de Avogadro (1822)“En las mismas condiciones de presión y temperatura,

volúmenes iguales de distintos gases tienen igual número de partículas (moléculas)”.


Relaciones entre volúmenes en una ecuación química

Es sólo válida para sustancias en estado gaseoso

2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

2 H2 O2 2 H2O2 moles 1 mol 2 moles

2 H2 O2 2 H2O44,8 L 22,4 L 44,8 L


¿En condiciones normales, ¿cuántos gramos de agua se formarán a partir de 11,2 litros de

hidrógeno?

2 H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)

2 moles de H2 producen 2 moles de H2O

1 mol de H2 ocupa 22,4 L, por lo tanto 11,2 L de H2 corresponden a 0,5 moles

1 mol de agua equivale a 18 g de H2Opor lo tanto 0,5 moles equivalen a 9 g


Ej.: Para la reacción: CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

A) ¿Qué masa de CaCO3 necesito para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT?

1) ¿Está Balanceada?

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 (g) + H2O

2) ¿Cuál es el peso del mol de cada reactivo?

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 (g) + H2O100,09 g/mol 36,46 g/mol 110,98 g/mol 44,01 g/mol 18,11 g/mol

100 2 x 36,5 111 44 18


3) ¿Cómo es la relación de peso y volumen para el CO2 (g) ?

22, 4 L equivalen a 1 mol 44 g 5,12 L

3) ¿Cómo es la relación de peso y volumen para el CO2 (g) ?

22, 4 L equivalen a 1 mol 44 g 5,12 L equivalen a 0,229 mol 10,05 g

4) ¿Cómo es la relación de masas entre el CO2 (g) y el CaCO3 ?44 g (o 22,4 L) se obtienen con 1 mol o 100 g

5,12 L se obtienen con 22,85 g

a) ¿Qué masa de CaCO3 necesito para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT?b) ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar?c) ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido?


Reactivo limitante


Exceso y defecto

Consideremos la “reacción del sandwich de queso”

Pan + queso Sandwich de queso

Si armo cada sandwich con un pan y una rodaja de queso, y tengo 7 panes y 5 rodajas de queso, ¿cuántos sandwiches puedo armar?

5 sandwiches

La cantidad de queso me limita la “reacción”. El queso es el “reactivo limitante”


Hasta ahora se hicieron cálculos estequiométricos basados en uno de los reactantes y suponiendo que del otros reactantes había siempre cantidad suficiente para la reacción completa.

Se pueden dar dos situaciones según las cantidades dadas de los reactantes.

1) estén en la proporción estequiométrica2) no estén en la proporción estequiométrica

(Proporción estequiométrica es la que establece la reacción a través de los coeficientes estequiométricos).


Ejemplo


La relación entre: cantidad dada y coef. esteq. equivale a agrupar cada especie en el número de ellas que interviene en la reacción: las patas en grupos de 4 y las cubiertas en grupos de 1. Así la relación que resulte más pequeña corresponde a la especie limitante.


REACTIVO LIMITANTEEs el reactivo que se ha consumido en su totalidad

REACTIVO/S EN EXCESOSon aquellos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante

En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos

en exceso no se agotan completamente


2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de CO2

Antes de la reacción

0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2

Después de la reacción

CO + O2 → CO22 2

Reactivo limitanteDra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA

Situación 1)Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes están en la proporción estequiométrica, los cálculos se pueden hacer en base a cualquiera de los reactantes. Esto es así porque se está asumiendo que los otros reactantes van a estar justo en la cantidad que exige la estequiometría de la reacción.

Ejemplo: dada la reacción A + 3B C + 2D¿Cuántos moles de C se forman si se hacen reaccionar 0,25 moles de A con 0,75 moles de B?

Proporción moles A = 1estequiométrica moles B 3

Proporción moles A =1disponible moles B 3


Situación 2)Si las cantidades que se disponen para cada uno de los reactantes NO ESTÁN en la proporción estequiométrica, significa que uno de los reactantes se va a agotar mientras aún quede cantidad de los otros. En estos casos los cálculos deben hacerse en base al reactante que se agota. Este reactante al que ya denominamos REACTIVO LIMITANTE, toma ese nombre porque es el que pone límite a la reacción.


Ej.: Reaccionan 7 g de Fe con 8 g de S para formar Sulfuro de Fe (II) ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?

Fe + S FeS

1 mol de S 1 mol de FeS1 mol de Fe32 g de S 88 g de FeS56 g de Fe

X g de S7 g de Fe

7 (g de Fe)

56 (g/mol)=

X (g de S)

32 (g/mol)

32 x 756

X = = 4 g de S

reactivo limitante:reactivo en exceso:Fe

S


ProblemaDurante su vida, en promedio, un norteamericano usa 794 kg de cobre en monedas, plomería y cables. El cobre se obtiene de minerales sulfurados tales como sulfuro de cobre(I), mediante procesos de varias etapas. Después de una etapa inicial de molienda, el mineral se tuesta (se calienta fuertemente con oxígeno) para formar un óxido de cobre(I) en polvo y dióxido de azufre gaseoso.

a)¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?c)¿Cuántos kg de oxígeno se requieren para formar 2,86 kg de óxido de cobre(I)?


Esquema del proceso


a)¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?b) ¿Cuántos gramos de dióxido de azufre se forman al tostar 10 moles de sulfuro de cobre (I)?



Calcule los moles de Cu2O que se producen si se dispone de:a) 0,8 mol de Cu2S y 1,2 mol de O2

b) 15 moles de Cu2S y 15 moles de O2


b)15 moles de Cu2S y 15 moles de O2


ProblemaCuando comenzaron a fabricarse los cohetes, se utilizaba como combustible una mezcla de hidrazina (N2H4) y tetróxido de dinitrógeno, ambos en estado líquido. Al entrar en contacto los componentes de la mezcla, ésta se enciende formando nitrógeno y vapor de agua.

¿Cuántos gramos de nitrógeno se forman cuando se mezclan exactamente 100 g de hidrazina con 200 g de tetróxido de dinitrógeno?



En base al R. L. se calculan las cantidades de productos formados y/o de los otros reactantes consumidos. ¿Cuántos g de N2 se forman?


Pureza y Rendimiento


Pureza

53

Los reactivos se comercializan con diferente grado de pureza (la cual se expresa en general en % masa) que se debe especificar siempre en la etiqueta.

La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio (reactivos) no tienen pureza de100%, sino que poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas.


PurezaDefinición: Proporción en la que se encuentra una sustancia pura dentro de una muestra impura

% de Pureza = cantidad de sustancia x 100cantidad total de muestra

Problema: ¿cuántos g de CaSO4 se forman cuando se mezcla CaF2 con 200 g de H2SO4 96%?


CaF2(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(s) + HF(g)

1 mol 1 mol 1 mol 2 moles1 x 78 1 x 98 1 x 136 2 x 20

176 g 176 g

98 g de H2SO4 _______ 136 g de CaSO4

192 g de H2SO4 _______ x = 266 g de CaSO4 puros

100 g de muestra ________ 96 g de H2SO4 puros

200 g de muestra ________ 192 g de H2SO4 puros

Problema: ¿cuántos g de CaSO4 se forman cuando se mezcla CaF2 con 200 g de H2SO4 96%?

2


Problema: Se mezclan 400 g de CaCO3 de pureza 70% con 7,75 moles de HCl para dar CO2, CaCl2 y H2O. ¿Qué volumen de gas se forma en CNPT?

CaCO3(s) + HCl(g) → CaCl2(s) + CO2(g) + H2O(l)2

1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol

173 g 1 x 22,4 L

1x100 2 x 36,5 1 x 111 1 x 44 1 x 18


100 g de droga impura ________ 70 g de CaCO3 puros400 g de droga impura _______ 280 g de CaCO3 puros

CaCO3(s) + 2 HCl(g) → CaCl2(s) + CO2(g) + H2O(l)

100 g de CaCO3 _________ 2 moles de HCl280 g de CaCO3 _________ 5,6 moles de HCl

1x100 2 x 36,5 1 x 111 1 x 44 1 x 18400 g (70%) 7,75 moles ¿x L?

100 g de CaCO3 _________ 22,4 L de CO2

280 g de CaCO3 _________ x = 62,7 L de CO2

reactivo limitante


Esquema de pasos para realizar el cálculo

58

Escribir ecuación química y BALANCEARLAEscribir las cantidades químicas involucradas en reactivos y productosEstablecer la cantidad de reactivo puro en cada muestra con pureza inferior al 100%Determinar exceso y defecto (utilizando para el cálculo la masa de reactivo puro)Con reactivo en defecto (reactivo limitante) realizar el cálculo de la cantidad de producto


RendimientoCantidad teóricaCantidad de producto que se podría obtener con las cantida-des de reactivos que se tienen

Cantidad realCantidad de productoque se obtiene realmenteen una reacción

Definición: relación que existe entre la cantidad de producto formada realmente en una reacción y la cantidad teórica predicha mediante la ecuación balanceada cuando ha

reaccionado todo el reactivo limitante

>

Se puede calcular en gramos, moles, numero de moléculas, etc.


Causas por las cuales se puede obtener menor cantidad de producto que el calculado teóricamente

La reacción puede no llegar a completarse quedando cantidades importantes de reactantes sin consumirse(equilibrio químico),Hay posibilidad que ocurran reacciones secundarias, …La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es difícil: no todo el producto formado logra aislarse con éxito

2C(s) + O2(g) →2 CO(g)

Y, aunque en la realidad se obtuviera una cantidad muy cercana al rendimiento teórico, al separar el producto de interés del resto del sistema, siempre se pierde algo.


Problema

A temperatura ambiente el óxido férrico se puede convertir en hierro al reaccionar con aluminio. Si se mezclan para reaccionar 1 kg de aluminio y 1 kg de óxido férrico, calcule:

a) El rendimiento teórico de Fe(s)b) El % de rendimiento de la reacción si se obtienen 500 g de hierro.



Rendimiento de reacción = 71,5 % significa que la reacción sólo se completó en 71,5 %.También se expresa diciendo que la conversión de la reacción es 71,5 %


Problema: ¿Qué masa de agua se produce por reacción de 100 g de hidróxido férrico 85% de pureza con ácido sulfúrico en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 70%?

Fe(OH)3+ H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O(l)2 moles 3 moles 1 mol 6 moles2 x 107 3 x 98 1 x 400 6 x 18

508 g 508 g

2 3 6

100 g de droga impura ________ 85 g de Fe(OH)3 puros

214 g de Fe(OH)3 _________ 108 g de H2O 85 g de Fe(OH)3 _________ 42,9 g de H2O

100 g de H2O teóricos ________ 70 g obtenidos de H2O 42,9 g de H2O teóricos ______ x = 30 g obtenidos de H2O


2 C2H2 + 5 O2 4 CO2 + 2 H2O

En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª reacción puede ser el reactivo de la 2ª, estableciéndose las sucesivas proporciones

estequiométricas, en las que el resultado de la 1ª es dato de la 2ª

Ejemplo: ¿Qué cantidad de CaC2 se gastará en producir el acetileno (C2H2) necesario para obtener por combustión 10 litros de CO2 en

condiciones normales?

n = 0,44 moles de CO21 mol de CO2

22,4 litros =n

10 litros

CÁLCULOS EN REACCIONES SUCESIVAS

Los moles de CO2:

Los moles de C2H2: n´ = 0,22 moles de C2H22 mol de C2H2 =

n´4 mol de CO2 0,44 mol de CO2

La obtención de CO2

CaC2 + 2 H2O C2H2 + Ca(OH)2La obtención de C2H2

1 mol de CaC2 =X

1 mol de C2H2 0,22 mol de C2H2

X = 0,22 moles de CaC2

Documents

Teoria 02- Estequiometria - unrn.edu.arunrn.edu.ar/blogs/qgi/files/2012/08/Teoria-02-Estequiometria... · Dra. Patricia Satti, UNRN ESTEQUIOMETRIA Ley de las proporciones definidas