ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB8002) TALLER N 4: ESTEQUIOMETRIA

Transcripción

1 I. Presentación de la guía: ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB800) TALLER N 4: ESTEQUIOMETRIA Competencia: El alumno será capaz de reconocer y aplicar conceptos de estequiometria en determinación de porcentaje elemental, fórmula empírica y molecular. Además será capaz de interpretar una reacción química en función de la ecuación química igualada. Evaluación: La evaluación de este taller tiene carácter formativo lo que permitirá detectar el dominio de los objetivos planteados. Metodología: El docente organizará grupos de trabajo para desarrollar las actividades propuestas. Posteriormente el alumno responderá a las preguntas del taller que adjuntara en el portafolio semestral. II. Antecedentes Teóricos La estequiometria relaciona las cantidades de reactantes y productos en una reacción química. Para una reacción hipotética, A + B C + D, surgen preguntas como: Cuánto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? Cuánto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? etc. Por lo anterior, éste término se puede usar en dos sentidos: 1) Hablar de la estequiometria de composición, es decir, las proporciones en las cuáles se encuentran presentes los diversos elementos en un compuesto. ) Hablar de la estequiometria de las reacciones, es decir, de las proporciones en las cuales reaccionan los diferentes elementos o compuestos entre ellos y de la cantidad de productos que resultan. Conceptos importantes Número de Avogadro: Es una constante física cuyo valor es partículas/mol Masa Atómica (Peso Atómico): La masa atómica de un elemento es el promedio de la masa de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento. Esta masa se expresa o se mide en u.m.a. (unidades de masa atómica). Por ejemplo: La masa atómica del cloro es igual uma, en la Docente Sede La Serena. Página 1 de 10

2 práctica esta unidad de masa atómica, se expresa en gramos. Por ello se dice que la masa atómica del cloro es igual a g/mol. Composición Centesimal (elemental): La composición centesimal de un compuesto indica el porcentaje de cada elemento que forma el compuesto químico. Fórmula Empírica: La fórmula empírica de un compuesto, es la fórmula que expresa la razón, en números enteros sencillos, en que se encuentran los átomos de cada elemento en la molécula de dicho compuesto. Por ejemplo: Fórmula empírica del etano: CH 3 Fórmula molecular: La fórmula molecular de un compuesto, es la representación simbólica de su molécula. Por ejemplo: Fórmula molecular del etano: C H 6 Peso Molecular (Masa Molecular): La masa molecular o Peso molecular de un compuesto, es la masa de una molécula, expresada en g/mol. Es la suma de las masas atómicas de cada elemento constituyentes del compuesto. Por ejemplo: peso molecular del agua (H O) es 18 g/mol. Volumen Molar normal: El volumen molar normal de un elemento o de un compuesto, es el volumen que ocupa un mol del elemento (o compuesto). El volumen molar normal de un gas, medido bajo condiciones normales de presión y temperatura (1atm y 73 o K) ó (760mmHg y 0 0 C) es igual a.4 L. Calculo de la composición elemental de un compuesto químico Ejemplo N 1: Calcular la composición elemental del sulfato de sodio (Na SO 4 ). Datos obtenidos de la tabla periódica: Pesos atómicos (PA): Na = 3 S = 3 O = 16 Masa molar (M): 14 g/mol Nº átomos del elemento PA( elemento) % Elemento 100 Masa molar ( compuesto) Docente Sede La Serena. Página de 10

3 3 % Na % S % O Deducción de fórmulas a partir de la composición elemental de un compuesto Caso Nº1: Cuando se conoce la masa molar del compuesto Ejemplo N : Determine la fórmula del compuesto, si la masa molar es 16 g/mol y presenta una composición elemental igual a: 5.4 % de S 38.1 % de O 36.5 % de Na Datos obtenidos de la tabla periódica: Pesos atómicos (PA), g/mol: Na = 3 S = 3 O = 16 % Elemento Masa molar ( compuesto) Nº átomos del elemento PA( elemento) 100 % Nº átomos de Na % Nº átomos de S % Nº átomos deo Por lo tanto la fórmula del compuesto químico es: Na SO 3. Caso Nº: Cuando NO se conoce la masa molar del compuesto Ejemplo N 3: Determine la fórmula del compuesto, si presenta una composición centesimal igual a: % de K % de N % de O % Elemento Nº relativo de átomos PA( elemento) Docente Sede La Serena. Página 3 de 10

4 Número relativo de átomos: Nº relativo de K Nº relativo de N Nº relativo deo Reduciendo a la unidad, resulta:(número relativo de átomos divido en el valor más bajo obtenido en número relativo de átomos para los elementos en análisis). K = 0.99 / N = / O =.967 / La recomendación para solucionar este tipo de problemas en construir una tabla de datos con el siguiente formato: Elemento % Elemento PA (elemento) Número relativo de átomos Relación unitaria K N O Por lo tanto la fórmula del compuesto es: KNO 3 Relación mol-número de Avogadro Ejemplo N 4: Determine el número de moléculas de NH 3 que hay en 0.55 mol de NH 3. Fórmula: N=n NA 3 Nº moléculas de NH 3 = 0.55 mol moléculas/mol Nº moléculas de NH = Docente Sede La Serena. Página 4 de 10

5 Relación mol-masa Ejemplo N 5: Determine los moles contenidos en 500 g de CdBr. - Fórmula: m= n M despejando n resulta n =m/ M - Calculo de M (CdBr ) = 7. g/mol mol CdBr =500 g / 7. g/mol=1.84 Relación mol-volumen Esta relación se desprende de la ley de Avogadro. Esta ley señala que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen igual número de partículas (moléculas o átomos, según corresponda). El volumen ocupado por cualquier gas en condiciones normales (CN) de temperatura y presión es de.4 litros. Este volumen se conoce con el nombre de volumen molar. Si se conoce el volumen de un gas en condiciones normales, podemos saber cuántos moles, o cuántas moléculas o átomos de él existen en dicho volumen. Esta propiedad es única de los gases. 1mol de gas.4 L del gas Ejemplo N 6: Cuántos moles de N (g) estarán presentes en un recipiente de 0.0 L con N (g) en condiciones normales (CN). - Factor en condiciones normales: 1mol de N.4 L de N 1mol de N 0.0L de N 0.89 mol de N.4 L de N Ejemplo N 7: Cuál será el volumen en condiciones normales, ocupado por 0.45 mol de CO (g) - Factor en condiciones normales: 1mol deco.4 L deco.4 L deco 0.45 mol deco 10 L deco 1mol deco Docente Sede La Serena. Página 5 de 10

6 Relación mol-masa-volumen Hemos visto que el mol tiene diferentes equivalencias. Una de ellas se refiere a la cantidad (o número) de partículas; otra equivalencia es con la masa y finalmente, la tercera es con el volumen. En el siguiente mapa conceptual se puede observar que existe una relación directa entre mol y cantidad, entre mol y masa, entre mol y volumen; pero también se puede observar que es posible relacionar la masa con el volumen por medio del mol. Ejemplo N 8: Cuál es el volumen ocupado por 5.1 g de NH 3 en condiciones normales. - Calculo de los mol de NH 3 ; fórmula n =m/ M - Calculo de la M (NH 3 ) = 17 g/mol mol de NH 3 =5.1 g /17 g/mol=0.3.4 L de NH 0.3mol de NH 6.7 L de NH mol de NH3 Ejemplo N 9: Calcular la masa de 10 L de CO en condiciones normales. - Calculo de M (CO ) = 44 g/mol - Fórmula: m= n M 1mol deco 10.0L deco mol deco.4 L deco g CO =0.446 mol CO 44 g/mol=19.6 Docente Sede La Serena. Página 6 de 10

7 Reacciones químicas Cuando un sistema constituido por uno o varios componentes, definidos éstos por un conjunto de propiedades esenciales (naturaleza química, características) accidentales (temperatura, estado físico de agregación), evoluciona espontánea o artificialmente desde un estado inicial a otro final, se dice que experimenta una transformación. Esta transformación puede ser física si sólo se afecta a las propiedades accidentales del sistema, o química si modifica sustancialmente la naturaleza de sus componentes. Las sustancias iníciales se denominan sustancias reaccionantes o reactivos y las nuevas sustancias formadas, productos de la reacción. Ecuaciones químicas Las transformaciones químicas o reacciones químicas, se representan convencionalmente mediante una ecuación, llamada ecuación química, los términos de la primera parte de la ecuación corresponde a los reactivos, y los segundos a los productos de la reacción. Ejemplo: N 3H NH ( g) ( g) 3( g) Obsérvese que en esta ecuación se utiliza una flecha cuya punta señala el sentido en que evoluciona el proceso (reversible). Irreversible Reversible Cuasi reversible Una Ecuación química, por tanto, constituye una representación simbólica abreviada de una transformación química. Conservación de la masa en las reacciones químicas. Ajuste de ecuaciones En todo proceso químico, se ha de cumplir la Ley de conservación de la masa, o llamada Ley de Lavoisier, que en definitiva, demuestra que en las transformaciones químicas cambia la clase de materia, pero no su cantidad. Definición de la Ley de Conservación de la masa La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante y, por tanto, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Docente Sede La Serena. Página 7 de 10

8 Ejemplo: H CO NaOH Na CO H O 3( ac) ( ac) 3( ac) ( l) Esta ecuación indica cualitativamente el proceso químico, pero está incompleta al no cumplirse la Ley de Lavosier (no está ajustada). La ecuación ajustada sería H CO NaOH Na CO H O 3( ac) ( ac) 3( ac) ( l) Interpretación de ecuaciones químicas Una ecuación química formulada y ajustada entrega información cualitativa y cuantitativa del proceso químico que representa. 1. Puede informar sobre la naturaleza de las sustancias que intervienen en ellos y se indica sobre su estado físico: sólido (s), líquido (l) gas (g). Puede indicar el número de moles de las sustancias participantes. 3. Puede indicar el número de gramos de cada uno de los participantes. 4. Puede indicar el número de moléculas que participan en la ecuación. 5. Puede indicar el volumen (expresado en Litros) de los gases participantes. Ejemplo: 4 FeS (s) + 7 O (g) Fe O 3(s) + 4 SO (g) 4 moles + 7 moles moles + 4 moles g + 4 g g La masa de reactivos debe ser igual a la masa de productos según el principio de conservación de la materia. III. Ejercicios 1. Qué cantidad de Fe habrá en 150 gramos de Fe O 3.. Cuántos moles existen en 13 gramos de CO. 3. Calcular la composición elemental del Fosfato Di amónico, (NH 4 ) HPO Cuántos gramos de H SO 4 existen en 4 moles de H SO Cuantas moléculas de butano C 4 H 10 existen en 348 g de dicho compuesto. Docente Sede La Serena. Página 8 de 10

9 6. Calcular la masa en gramos de una molécula de amoníaco (NH 3 ). 7. Calcular la fórmula empírica de un compuesto cuyo análisis entrega la siguiente composición: C = % H = % 8. Teniendo en cuenta la composición porcentual de un compuesto: K = 6.57%; Cr = 35.36% y O = 38.07%. Calcular la fórmula empírica. 9. Determinar los porcentajes de hierro (Fe) en 1 mol de cada uno de los siguientes compuestos: FeCO 3 Fe O 3 Fe 3 O Determinar la composición porcentual del carbonato de potasio (K CO 3 ). 11. El análisis de un hidrato de carbono entrega la siguiente composición elemental: 40% de C; 6.71% de H y 53.9% de O. Determinar la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que su masa molecular (peso molecular) es 180 g/mol. 1. Ajustar las siguientes ecuaciones: HCl Al O AlCl H O ( ac) 3( s) 3( ac) ( l) H SO Al Al ( SO ) H 4( ac) ( s) 4 3( ac) ( g) H CO NaOH Na CO H O 3( ac) ( ac) 3( ac) ( l) N H NH ( g) ( g) 3( g) 13. Interpretar la siguiente ecuación química en términos de moléculas, moles y gramos: C H 13O 8CO 10H O 4 10( g) ( g) ( g) ( l) 14. Determine la composición elemental de superfosfato normal, Ca(H PO 4 ) H O + CaSO 4 H O. IV. Bibliografía - Raymond Chang, Química General. Séptima edición Brown LeMay, Química Ciencia Central. Novena edición. 004 Docente Sede La Serena. Página 9 de 10

10 Docente Sede La Serena. Página 10 de 10