3. Estequiometría.pdf

Estequiometría I:

Resumen de la clase anterior

Caracterizados por

Representado por Divisible en

El átomo

atómicos

Protón Neutró

n Electrón

Tipos de átomos

• Neutros

• Positivos

• Negativos

• Isótopos

• Isótonos

• Isóbaros

Números cuánticos

Aprendizajes esperados

•

Conocer las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones.

•

Comprender el concepto de mol.

•

Reconocer la constante de Avogadro.

Pregunta oficial PSU

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE_{, Modelo de Ciencias 2015.}

Dadas las siguientes ecuaciones:

C (s) + ½ O₂ (g) → CO (g) C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)

Es correcto afirmar que estas se relacionan con la ley de

1. Estequiometría

2. Concepto de mol

3. Masa atómica y masa molar

4. Composición porcentual de los compuestos

Es el estudio

cuantitativo

de reactivos y productos en una reacción

química.

Mide las

proporciones cuantitativas

o

relaciones de masa

de los

elementos químicos que están implicados en una reacción química.

•

En toda reacción química:

•

Esta ley reafirma que en la naturaleza nada se

crea ni se destruye, solo se

transforma

.

masa reactantes = masa productos

Antoine Lavoisier Químico francés

(1743-1794)

Reacción de formación de moléculas de agua.

1. Estequiometría

Louis Proust Químico francés

(1754-1826)

•

Diferentes muestras de una sustancia pura siempre contienen la

misma proporción

de elementos.

•

En cuanto a la ecuación química, esta ley implica que siempre se van a

poder asignar

subíndices fijos

a cada compuesto.

1. Estequiometría

1.2 Ley de las proporciones definidas

En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, y la proporción de masa entre ambos siempre será 88,81% de O y 11,20% de H.

Reacción de formación de PbS (galena).

Cuatro átomos de plomo Cuatro átomos de azufre

Cuatro unidades de sulfuro de plomo Cuatro átomos de plomo Seis átomos de azufre

Cuatro unidades de sulfuro de plomo

Dos átomos de azufre

Ocho átomos de plomo

Cuatro átomos de azufre

Cuatro unidades de sulfuro de plomo

•

Los elementos se pueden combinar en

diferentes

proporciones

para formar distintas moléculas.

•

Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre:



CuO



79,89% de Cu



3,972 g de Cu/g de O



Cu

O



88,82% de Cu



7,943 g de Cu/g de O

británico

Reacciones de formación de NOx

1. Estequiometría

E

ASE

La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir de esta ley, es posible predecir que

A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí. B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados deben ser distintas.

C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se obtendrá la misma masa de uno de los elementos.

D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g de O, las masas de N obtenidas deben ser iguales.

E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la misma masa de cada elemento constituyente.

Pregunta HPC

Debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, es conveniente

tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos.

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

Mol

2. Concepto de mol

Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos

de hidrógeno contiene 6,022 x 1023

átomos de H.

El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determinó

experimentalmente. Este número se denomina

número de Avogadro

(N

).

1 Mol NA= 6,022 x 1023 átomos, moléculas o iones.

2. Concepto de mol

Volumen molar

Masa atómica

es la

masa de un átomo

, en unidades de masa atómica.

Una

unidad de masa atómica (uma)

se define como una masa

exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.

La masa atómica de un elemento también se conoce como

peso atómico

.

1_{H = 1,008} uma

16_{O = 16,00} uma

1 uma = 1,661 x 10-24 _g 1 g = 6,022 x 1023 _uma

Se define como la

masa

(en gramos o kilogramos) de

1 mol

de unidades

(átomos o moléculas) de una sustancia.

Por ejemplo:

Masa atómica Masa molar Carbono (C) 12 uma 12 g/mol

Sodio (Na) 23 uma 23 g/mol

Fósforo (P) 31 uma 31 g/mol

Si se conoce la masa atómica de un elemento, también se conoce su masa molar.

Algunas veces denominada también

peso molecular,

es la suma de las

masas atómicas (en uma) en una molécula.

Para cualquier molécula:

masa molecular (uma) = masa molar (g/mol)

1 molécula de SO

= 64,07 uma

1 mol de SO

= 64,07 g de SO

→

MM SO

= 64,07 g/mol

Ejercitación

D

Comprensión

La masa molar de un elemento químico es X g/mol. Esto significa que

I) un átomo del elemento masa X gramos.

II) un mol de átomos del elemento masa X gramos. III) 6,02 x 1023 _{átomos del elemento masan X gramos.}

Es (son) correcta(s)

En el dióxido de azufre hay un átomo de S y dos átomos de O, por lo que

Masa molecular de SO₂ = 32,1 uma + 2 (16,0 uma) = 64,1 uma Masa molar = 64,1 g/mol

SO₂ Ejemplo:

Determinar la masa molecular y la masa molar de los compuestos SO₂ y CuSO₄ x 5 H₂O

tabla periódica.

CuSO₄ x 5 H₂O

Corresponde a una molécula pentahidratada (90 uma) y se debe sumar la masa molecular de 5 H₂O a la masa de CuSO₄

Masa molecular de CuSO₄= 63,5 + 32,1 + 4 (16,0) = 159,6 uma Masa molecular de 5H₂O = 5 (2 x 1,0 + 16,0) = 5 (18,0) = 90 uma Masa molecular = 159,6 uma + 90 uma = 249,6 uma

Masa molar = 249,6 g/mol

Ejemplo:

El metano (CH₄) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos mol de CH₄ hay en 8,0 g de CH₄?

CH₄

Masa molar = 12,0 g/mol + 4 (1,0 g/mol) = 16 g/mol

Existen dos formas para el cálculo del número de mol:

2) Utilizando la siguiente fórmula:

m

n =

MM

1)

= 0,5 mol

g

mol

8,0 g

n =

16,0

4. Composición porcentual de los compuestos

Composición porcentual de un elemento en un compuesto:

n es el número de mol del elemento en un mol del compuesto.

% C

x (12,01) g

x 100% = 52,14%

46,07 g

% H

x (1,008) g

x 100% = 13,13%

46,07 g

% O

x (16,00) g

x 100% = 34,73%

46,07 g

2

6

1

Ejemplo:

El ácido fosfórico (H₃PO₄) es un líquido incoloro que se utiliza en detergentes y bebidas gaseosas. Calcular la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

Se debe tomar la masa molar del acido fosfórico como el 100% y así calcular el porcentaje en masa de cada uno de los elementos en el H₃PO₄

3 4

3 4

3 4

98,0 g H PO

100 %

%H

= 3,1 %

3,0 g H

X %

98,0 g H PO

100 %

%P

= 31,6 %

31,0 g P

X %

98,0 g H PO

100 %

%O

= 65,3 %

4(16,0 g) O

X %







5. Fórmula empírica y molecular

Representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico.

Indica el número de átomos presentes en la molécula.

Un hidrocarburo, de peso molecular 42 g/mol, contiene un 85,7% de carbono. ¿Cuál es su formula empírica y molecular?

1. En primer lugar asumimos que disponemos de 100 g de hidrocarburo, por lo tanto, disponemos de 85,7 g de carbono. Los restantes 14,3 g son de hidrógeno.

2. A continuación se calcula el número de mol de cada elemento

C

m

85,7 g

n =

n =

= 7,14 mol

g

M.M.

₁₂

mol

H

m

14,3 g

n =

n =

= 14,3 mol

g

M.M.

₁

mol





5. Fórmula empírica y molecular

3. Luego se dividen los mol de carbono e hidrógeno por el menor valor de mol obtenido.

4. Se calcula la masa molar de la fórmula empírica.

C

7,14 mol

= 1

7,14 mol

H

14,3 mol

= 2

7,14 mol

Fórmula empírica = CH₂

g

g

C = 1C × 12

= 12

mol

mol

g

g

2 × H = 2H × 1

= 2

mol

mol

Total = 14 g/mol

5. Se calcula la relación entre masa molar empírica y masa molar dada.

6. Se multiplica la fórmula empírica por el factor.

Factor = MM dada / MM Fórmula empírica = 42/14 = 3

Fórmula

molecular

C

H

5. Fórmula empírica y molecular

Fórmula

empírica

CH

Pregunta oficial PSU

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE_{, Modelo de Prueba de Ciencias 2015.}

Dadas las siguientes ecuaciones:

C (s) + ½ O₂ (g) → CO (g) C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)

Es correcto afirmar que estas se relacionan con la ley de

A) las proporciones definidas. B) las proporciones múltiples. C) la composición constante. D) las proporciones reciprocas. E) los volúmenes de combinación.

B

Síntesis

Unidades

Volumen Cantidad

Masa

Gramos Mol Litros

entidades elementales

mol







_

_





23

6,022 10

átomos

moléculas

iones Unidades de

Estequiometría II:

Unidades

Volumen Cantidad

gramos litros

entidades elementales

mol







_

_





23

6,022 10

átomos

moléculas

iones

Resumen

Masa

Aprendizajes esperados

•

Reconocer los términos de una ecuación química.

•

Equilibrar ecuaciones químicas.

•

Realizar cálculos estequiométricos

Pregunta oficial PSU

La siguiente ecuación no balanceada representa la formación del

ácido nítrico:

N

O

+ H

O → HNO

¿Qué cantidad de N

O

y H

O se debe emplear para obtener 4 mol

de HNO

?

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.

Cantidad de N

O

(mol)

Cantidad de H

O

(mol)

A)

1

3

B)

2

2

C)

3

1

D)

4

2

1. Reacción y ecuación química

2. Balance de ecuaciones químicas

3. Relaciones estequiométricas

Una

reacción química

corresponde a un proceso en el que una o más

sustancias químicas se transforman en una o más sustancias nuevas.

Una

ecuación química

usa los símbolos químicos para representar lo

que ocurre durante la reacción.

1. Reacción y ecuación química

Por ejemplo, la reacción entre el H

y el O

para formar H

O se

puede representar de tres formas:

Productos Reactante

1. Reacción y ecuación química

2

2Mg + O



2 MgO

Existen tres posibilidades:

1)

2 átomos de Mg + 1 molécula de O

producen 2 moléculas

de MgO

2)

2 moles de Mg + 1 mol de O

producen 2 moles de MgO

3)

48.6 gramos de Mg + 32.0 gramos de O

producen 80.6 g de

MgO

No se puede leer de esta forma:

2 gramos de Mg + 1 gramo de O

producen 2 g de MgO

1. Reacción y ecuación químicas

2

2

3

N + 3H



2 NH

Coeficiente atómico

Coeficiente estequiométrico

• Indica el número de átomos del elemento

• Número entero

• Invariable para la molécula

• Indica el número de moléculas

• Número entero o fracción

• Varía de acuerdo a la cantidad de sustancia involucrada

2. Balance de ecuaciones químicas

1. Escribir la formula correctamente, con los reactantes a la

izquierda de la ecuación y los productos a la derecha.

2 6 2 2 2

C H + O



CO + H O

Ejemplo: El etano reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua

2. Cambiar los números que anteceden las formulas (coeficientes

estequiométricos) para igualar el número de átomos en ambos

lados de la ecuación. No cambiar los subíndices (coeficientes

atómicos).

2. Balance de ecuaciones químicas

3. Comenzar balanceando el elemento que aparece en solo uno de

los reactivos y los productos.

2 6 2 2 2

C H + O



CO + H O

2 carbonos

a la izquierda

1 carbono

a la derecha

Multiplicar CO

por

2

6 hidrógenos

a la izquierda

2 hidrógenos

a la derecha

Multiplicar H

O por

3

2 6 2 2 2

C H + O



2

CO +

3

H O

2.1 Pasos para balancear una ecuación química

2 6 2 2 2

2. Balance de ecuaciones químicas

4. Verificar que haya la misma cantidad de átomos de cada

elemento en ambos lados de la ecuación.

2 oxígenos

a la izquierda

7 oxígenos

a la derecha

Multiplicar O

_7/2

por

5. Multiplicar todos los reactantes y productos por el mismo factor

para eliminar los coeficientes fraccionarios.

2 6 2 2 2

2

C H + O

7



CO +

4

6

H

O

Multiplicando todo por

2

:

2 6 2 2 2

C H + O



2

CO +

3

H O

2 6 2 2 2

C H +

O

CO +

2

2

3

H

O

7



2. Balance de ecuaciones químicas

6. Verificar que haya la misma cantidad de átomos de cada

elemento en ambos lados de la ecuación.

4 C (

2

x 2)

14 O (

7

x 2)

12 H (

2

x 6)

4 C

14 O (

4

x 2 +

6

)

12 H (

6

x 2)

2 6 2 2 2

2

C H + O

7



CO +

4

6

H

O

Reactantes Productos

4 C 4 C

12 H 12 H

14 O 14 O

3. Relaciones estequiométricas

1. Escribir la ecuación química, balanceada correctamente.

2. Convertir las cantidades de las sustancias conocidas en moles.

3. Usar los coeficientes de la ecuación química balanceada para

calcular el número de moles de la cantidad buscada.

4. Convertir los moles de la cantidad buscada en la unidad

requerida.

Ejemplo

El metanol (utilizado como anticongelante) se combustiona en el

aire, de

acuerdo a la siguiente ecuación química

3 2 2 2

2 CH OH + 3O



2 CO + 4 H O

Si 320 g de metanol son usados en la combustión, ¿cuál fue la masa

de

3 2 2 2

2 CH OH + 3O



2 CO + 4 H O

Dos formas:

1. lineal

2. Utilizando la fórmula

_n=

320

_{= 10 moles}

32

3 2 2

3 2

3 3 2

1 mol CH OH

4 mol H O

18.0 g H O

320 g CH OH x

x

x

= 360 g H O

32.0 g CH OH

2 mol CH OH

1 mol H O

m

n=

MM

Se tiene:

2 moles de CH OH 2 moles de CO 10 moles de CH OH X moles de CO

X = 10 moles CO

 3 2

3 2

2

10 moles de CH OH X moles de H O 2 moles de CH OH 4 moles de H O

X= 20 moles H O



2

masa = mol x M.M = 20 moles x 18 g/mol = 360 gramos H O

4. Reactivo limitante

El reactivo que se consume primero en una reacción recibe el

nombre de

reactivo limitante

, ya que la máxima cantidad de

producto que se puede formar depende de la cantidad de este

reactivo que había originalmente. Cuando este reactivo se

consume, no se puede formar mas producto.

Los

reactivos en exceso

son los reactivos que se encuentran

presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con

la cantidad de reactivo limitante.

Si en un salón de baile hay 12 hombres y 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas mujer/hombre. 3 hombres se quedaran

sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres.

¿Cuál es el reactivo limitante?

En una reacción, 135 g de Al reaccionan con 640 g de Fe

O

2Al + Fe

O

→ Al

O

+ 2Fe

Calcule los gramos de Al

O

formado e identifique el reactivo

limitante.

Transformamos los gramos de ambos compuestos a moles:

135 g

n=

= 5 moles de Al

27 g/mol

640 g

n=

= 4 moles de Fe O

160 g/mol

Teniendo la siguiente relación estequiometrica,

Se observa que la totalidad de moles de Al (5 moles) reaccionan

completamente con 2.5 moles de Fe

O

, por lo que el reactivo

limitante es el Al, ya que sobran 1.5 moles de Fe

O

(inicialmente

se tenían 4 moles de Fe

O

).

Por lo tanto, es el reactivo limitante el que se utiliza para calcular la

cantidad de producto obtenido a partir de las relaciones

estequiométricas:

Ejemplo

2 3

2 3

2 3

2 mol de Al

1 mol de Fe O

5 moles de Al

X mol de Fe O

X = 2.5 moles de Fe O





2 3

2 3

2 3

2 mol de Al

1 mol de Al O

5 moles de Al

X mol de Al O

X = 2.5 moles de Al O





2 3

m= n x m= 2.5 moles x 102 g/mol

Relaciones

Tabla de ayuda

Cuando tengas que realizar cálculos estequiométricos en una

ecuación química, te puede ser útil realizar una tabla como ésta:

4 NH

+ 5 O

→ 4 NO + 6 H

O *

n (moles)

4 moles

5 moles

4 moles

6 moles

MM (g/mol) 17

g/mol

32 g/mol 30 g/mol 18 g/mol

m (g)

68 g

160 g

120 g

108 g

Total masa

228 g

228 g

* Al enfrentarnos con una ecuación , siempre debemos comprobar que esté balanceada.

m

n=

Pregunta oficial PSU

B

Aplicación

La siguiente ecuación no balanceada representa la formación del

ácido nítrico:

N

O

+ H

O → HNO

¿Qué cantidad de N

O

y H

O se debe emplear para obtener 4 mol de

HNO

?

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.

Cantidad de N

O

(mol)

Cantidad de H

O

(mol)

A)

1

3

B)

2

2

C)

3

1

D)

4

2

Estequiometría III:

Resumen de la clase anterior

Relaciones estequiométricas

Permiten predecir cantidades producidas en la

reacción.

Establecen relación entre distintas

Aprendizajes esperados



Determinar el reactivo limitante en una ecuación química.

1. Reactivo limitante

1. Reactivo limitante

Si en un salón de baile hay 12 hombres y 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas mujer/hombre. 3 hombres se quedarán

sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de parejas que se podrán formar y hay un exceso de hombres.

¿Cuál es el reactivo limitante?

Reactivo limitante

Reactivo que se consume primero en una reacción. Cuando este se consume, no se puede formar más producto.

Reactivos en exceso Reactivos que se encuentran presentes en mayor

En una reacción, 135 g de aluminio (Al) reaccionan con 640 g de óxido férrico (Fe₂O₃)

2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe

Calcule los gramos de Al₂O₃ formado e identifique el reactivo limitante.

Transformamos los gramos de ambos compuestos a mol:

135 g

n=

= 5 mol de Al

27 g/mol

640 g

n=

= 4 mol de Fe O

160 g/mol

Teniendo la siguiente relación estequiométrica,

Todos los mol de Al (5 mol) reaccionan con 2,5 mol de Fe₂O₃, por lo que el reactivo limitante es el aluminio (Al).

2 3

2 3

2 3

2 mol de Al

1 mol de Fe O

5 mol de Al

X mol de Fe O

X = 2,5 mol de Fe O





2 Al + Fe

O

→ Al

O

+ 2

Fe

5 mol + 2,5 mol → x mol + y mol

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

Sobran 1,5 mol

El oxígeno (O

) y el nitrógeno (N

) reaccionan según la siguiente

ecuación no balanceada:

O

+ N



N

O

Si se dispone de volúmenes iguales de ambos gases, es correcto

afirmar que

I)

el O

es el reactivo en exceso.

II)

el N

es el reactivo limitante.

III) el O

determina la cantidad de producto formado.

A) Solo I

D) Solo I y II

B) Solo II

E) I, II y III

C) Solo III

Ejercitación

C

Relaciones

Tabla de ayuda

Cuando tengas que realizar cálculos estequiométricos en una ecuación

química, te puede ser útil realizar una tabla como esta:

4 NH

+ 5 O

→ 4 NO + 6 H

O *

n (mol)

4

5

4

6

MM (g/mol)

17

32

30

18

m (g)

68

160

120

108

Masa total

(g)

228

228

m

n=

MM

Al enfrentarnos a una ecuación química, siempre debemos corroborar que esté

Un ingeniero quiere determinar la proporción más adecuada de dos reactivos que se usan en un proceso industrial, con el objetivo de minimizar las pérdidas. Para ello, pone 100 g de la sustancia 1 en 10 matraces y determina la masa de cada matraz con reactivo. A continuación, vierte distintas masas de la sustancia 2 en cada matraz, lo que produce una reacción con liberación de un gas. Una vez que se completa la reacción en cada matraz, vuelve a masarlos y determina por diferencia cuánto gas se desprendió.

De acuerdo al experimento descrito, ¿cuál sería una conclusión apropiada?

A) Los reactivos deben combinarse en una proporción 1:4 en masa. B) La masa de los productos debe ser igual a la masa de los reactantes.

C) Para obtener mayor masa de producto se debe utilizar mayor masa de reactantes. D) Al aumentar la masa de la sustancia 2, aumentará el gas producido, hasta cierto límite. E) Las pérdidas de reactivos pueden minimizarse mediante una manipulación cuidadosa de los mismos.

Pregunta HPC

A

ASE

Ejercitación

C

ASE

La siguiente figura representa una reacción no balanceada de formación del amoníaco (NH₃):

Con relación a la figura, es correcto afirmar que

A) se cumple la ley de conservación de la masa. B) H₂ es el reactivo en exceso.

C) H₂ es el reactivo limitante.

2. Rendimiento de una reacción

Rendimiento teórico

Cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción.

Rendimiento de la reacción

Siempre se cumplirá la siguiente desigualdad:

Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico

2 H

S + SO

→

3 S + 2 H

O

La reacción de H₂S con SO₂ ocurre según la siguiente ecuación:

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H₂S.

2 mol de H₂S → 3 mol de S 0,2 mol de H₂S → X mol de S

X= 0,3 mol de S

m = 0,3 mol x 32 g/mol = 9,6 g de S

2. Rendimiento de una reacción

Ejemplo

Si a partir de 6,8 g H₂S y suficiente SO₂ se producen 8,2 g de S, ¿cual es el rendimiento?

A partir de 2 mol de H₂S se producen 3

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la cantidad que teóricamente debió obtenerse y se multiplica por 100.

 Es posible que no todos los reactantes reaccionen.

 Es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado.

 La recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible.

2. Rendimiento de una reacción

Ejemplo

Ejercitación

A

Aplicación

El ácido bromhídrico (HBr) y el ácido sulfúrico (H₂SO₄) reaccionan según la ecuación

H₂SO₄ + 2 HBr → SO₂ + Br₂ + 2 H₂O

Considerando que la reacción tiene un rendimiento del 90%, ¿cuántos mol de Br₂ se obtendrán a partir de 6 mol de HBr?

Pregunta oficial PSU

B