ESTEQUIOMETRIA DETERMINACION DEL PORCIENTO EN PESO. 2. Determinará las relaciones molares y/o másicas estequiométricas de una reacción química.

Transcripción

1 CONCEPTOS SOBRE ESTEQUIOMETRÍA Es el estudio de las relaciones numéricas relativas a la composición de la materia y sus transformaciones. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA: en toda reacción química la suma de los pesos de los reactivos será igual a la suma de los pesos de los productos obtenidos, es decir, no habrá cambio detectable en la masa (Antoine Lavoisier). FÓRMULA: es la representación escrita de un compuesto, indica los elementos y el número de átomos que constituyen cada una de sus moléculas. ÁTOMO GRAMOS: es la cantidad en gramos de un elemento, numéricamente igual al peso atómico. NÚMERO DE AVOGADRO: es el número de unidades o partículas contenidas en un átomo gramo, ion gramo o una molécula de cualquier substancia. MOL: es la cantidad de una substancia que contiene el número de Avogadro de unidades elementales. Éste equivale x partículas. MASA MOLECULAR: es la suma de las masas (pesos atómicos) de los elementos que constituyen una molécula. VOLUMEN GRAMOS: es el volumen de 22.4 litros que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones normales o ideales de presión y temperatura. Dichas condiciones se designan con las siglas NTP y EXPERIMENTO No. 3 ESTEQUIOMETRIA DETERMINACION DEL PORCIENTO EN PESO Objetivos Antecedentes Parte Experimental Reporte del Experimento Investigación Volver al Inicio OBJETIVOS Al término de la sesión y como resultado de las actividades desarrolladas durante el experimento, el alumno: 1. Escribirá las ecuaciones químicas que representan a las reacciones de los experimentos realizados. 2. Determinará las relaciones molares y/o másicas estequiométricas de una reacción química. 3. Definirá cual es la función de un catalizador en una reacción química. 4. Calculará el porciento en peso de cada uno de los componentes constituyentes de una mezcla. Volver al Inicio ANTECEDENTES 1

2 Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas que hay entre las especies (átomos, iones, moleculas) involucradas en las reacciones químicas. Estas relaciones son expresadas por medio de fómulas y ecuaciones químicas. Una fórmula expresa las relaciones atómicas de los elementos que forman los compuestos. Una ecuación química balanceada nos proporcionará las relaciones molares y másicas entre reactivos y productos. En una reacción no hay pérdida de masa; como consecuencia, una ecuación química balanceada se asocia a un balance de materia (masa de reactivos = masa de productos). En este experimento se investigará la estequiometría de la descomposición térmica del clorato de potasio y se usarán los resultados para analizar una mezcla de KBrO3 KBr. El KBrO3 es un sólido blanco de gran poder oxidante y se prepara de acuerdo con la siguiente reacción: 3Cl2 + 6KOH (ac) KBrO3 (ac) + 5KBr (ac) + 3H2O El bromato de potasio se descompone, a una temperatura ligeramente superior a su punto de fusión, en cloruro de potasio y oxígeno. 2 KBrO3 2KBr + 3O2 Dicho catalizador no experimenta cambios durante la reacción, por lo cual no aparece en la ecuación estequiométrica de la reacción. NOTA: Los cloratos son productos químicos peligrosos que explotan, frecuentemente, en presencia de impurezas. Se aconseja al estudiante, solo calentar sustancias cuando se le den instrucciones para ello, y jamás calentarlas en recipientes cerrados. Volver al Inicio PARTE EXPERIMENTAL MATERIAL 2 Tubos de ensaye 20 x 200 mm. REACTIVOS 1 Pinza para tubos de ensaye Clorato de potasio KBrO3 1 Vaso de precipitados de 250 ml Mezcla problema(kbro3 KBr) 1 mechero Bunsen 1 Balanza granataria 1 Espátula PROCEDIMIENTO: 1. Relaciones estequiométricas en una reacción química. b) Pese un tubo de ensayo seco de 20 x 200 mm. c) Añada exactamente 2.0 g de clorato de potasio y pese de nuevo. Para no tocar el tubo con las manos, use pinzas. d)mezcle perfectamente las 2 sustancias, agitando el tubo con cuidado para evitar cualquier pérdida de material. 2

3 e) Caliente ligeramente al principio, moviendo el tubo procurando no dirigir la boca del tubo a ninguna persona, cuando el sólido se funda (lo cual ocurre rápidamente) aumente la temperatura de calentamiento y continúe calentando durante 5 minutos el sólido formado. f) Retire el tubo de la llama, colóquelo sobre una superficie no combustible y déjelo enfriar a temperatura ambiente. g) Una vez frío péselo con toda exactitud. h) Repita los pasos e y f hasta obtener un peso final constante. i) Anote sus observaciones y resultados en su diario. 2. COMPOSICION EN PESO DE UNA MEZCLA a) Solicite al instructor una mezcla problema de bromato de potasio bromuro de potasio. b) Añada a un tubo de ensayo seco exactamente 2 gramos de la mezcla problema. agite con cuidado para que se mezclen las 2 sustancias. d) Pese el tubo con su contenido. e) Repita los pasos e, f, g, h, i, del procedimiento anterior. NOTAS: 1. UTILICE SIEMPRE LA MISMA BALANZA para hacer todas sus pesadas. 2. Escriba cuidadosamente todos los datos de las pesadas que realice. 3. NO se DEBE PESAR ningún material SI ESTA CALIENTE. Deje enfriar a temperatura ambiente antes de pesar. 4. Incluya TODOS sus cálculos, la ecuación balanceada de la reacción correspondiente y todas sus observaciones en el reporte. Volver al Inicio REPORTE DEL EXPERIMENTO No Escriba la ecuación balanceada para la reacción que se lleva a cabo al calentar bromato de potasio En base a sus observaciones y resultados del procedimiento 1 complete lo siguiente: 1. Peso del tubo = 2. Peso del tubo + KBrO3 = 3. Peso del tubo después del 1er. calentamiento: 4. Peso del tubo después del 2do.calentamiento: 5. Peso del tubo después del 3er. calentamiento: 6. Peso inicial del bromato de potasio: 3

4 (Peso del tubo + KBrO3) (Peso del tubo) = 7. Peso del bromuro de potasio: (Peso constante resultante) (Peso del tubo) = 8. Peso del oxígeno desprendido: (Peso del tubo + KBrO3) (Peso constante) = 9. Número de moles de bromuro de potasio producidos 10. Número de moles de oxígeno desprendido. 11. % en peso del oxígeno desprendido 2.1. En base a sus observaciones y resultados del procedimiento 2 complete lo siguiente. 1. Peso del tubo 2. Peso del tubo + mezcla problema 3. Peso del tubo después del 1er. calentamiento 4. Peso del tubo después del 2do. calentamiento 5. Peso del tubo después del 3er. calentamiento 6. Peso del oxígeno desprendido: (Peso No. 2 Peso No. 5) = 7. Peso de la mezcla problema: (Peso No. 2 Peso No. 1) = 8. Peso del residuo: (Peso constante Peso No. 1) = 9. Peso del oxígeno desprendido, calcule el peso de bromato de potasio en la mezcla según la estequiometría de la reacción de descomposición. 10. Calcule el Peso de KBr proveniente del bromato de potasio según la estequiometría de la reacción. 11.Calcule el Peso del KBr original = Peso No. 8 Peso No. 10 = 12. Calcule el % de KBr y el % de bromato de potasio en la Mezcla Problema Volver al Inicio INVESTIGACION 4

5 1. Explique la diferencia, entre reacción química y ecuación química. 2. Porqué se dice que una reacción química cumple con la ley de la conservación de la materia? 3. Qué es una catalizador? Dé 3 ejemplos de reacciones químicas que utilicen uno. 4. En el compuesto CaCl2. 2H2O, calcule el porcentaje de: a) Agua b) Oxígeno c) Hidrógeno 5. Si se debe producir un mol de oxígeno por descomposición del bromato de potasio. a) Qué peso del bromato debe usarse? b) Cuántos moles se forman del producto sólido? 6. Encontrar el peso de oxígeno que se desprende si se descomponen por el calor 5.0 g de bromato de potasio. Qué porciento de oxígeno se libera del bromato de potasio? 2 H2 + O2 2 H2O 4 g 32 g 36 g Aplicamos la proporción indicada en el párrafo anterior. Para reaccionar 64 g de O2 necesitamos 8 g de H2 y tenemos 10 g de H2, por lo que este reactivo está en exceso, en concreto 2 g. Con 64 g de O2 obtendremos 72 g de H2O. ESTEQUIOMETRÍA 1) Calcular la masa molecular de las siguientes sustancias: a H2O b H2 c Cl2 d NaCl e NH4Cr2O7 5 H2O f K2Cr2O7 g H2SO4 h HNO3 2) Calcular la masa de 3 y 5 moles de molécula de: a H2O2 b Cl2 c NaF d K2O e HNO2 f Ca(OH)2 g Fe2O3 h FeO i Fe(OH)3 j NH3 k PH3 3) A cuántos moles de molécula equivalen las siguientes masas moleculares: a 5 g de H2O b 4 g de CuO c 10 g de C6H6 d 68 g de HCl e 40 g de HF f 40 g de C6H5 CH3 4) Cuántas moléculas hay en los gramos indicados para c/u de los compuestos del ejerc. 3? 5

6 5) Calcular la composición centesimal de las siguientes sustancias: a NaCl b Al2O3 c C3H6O2 d Fe(OH)2 6) Calcular el porcentaje de calcio en: a CaO b Ca(OH)2 c CaCO3 7) Cuántos átomos de azufre hay en: a 98 g de H2SO4 b 17 g de H2S c 128 g de SO2 d 40 g de FeS 8) Cuántas moléculas hay en: a 160 g de Fe2O3 b 98 g de Cu(OH)2 c 39 g de Na2S d 126 g de HNO3 9) Calcular la fórmula molecular de una sustancia que tiene la siguiente composición centesimal: Na= 74,19% O= 25,81% y m.m.r.= 62 g 10) Calcular la fórmula molecular de una sustancia que tiene la siguiente composición centesimal: H= 2,04% S= 32,65% O= 65,31% y m.m.r.= 98 g 11) Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas: a Fe + O2 > FeO b Fe + O2 > Fe2O3 c Cu + O2 > Cu2O d S + O2 > SO2 e Cl2 + O2 > Cl2O5 f Mn + O2 > MnO3 g I2 + O2 > I2O7 h FeO + H2O > Fe(OH)2 i Fe2O3 + H2O > Fe(OH)3 j Li2O + H2O > LiOH k Cl2O + H2O > HClO l Cl2O3 + H2O > HClO2 ll Cl2O5 + H2O > HClO3 m Cl2O7 + H2O > HClO4 n SO2 + H2O > H2SO3 6

7 ñ SO3 + H2O > H2SO4 o HClO3 + NaOH > NaClO3 + H2O p HNO3 + Ca(OH)2 > Ca(NO3)2 + H2O q H2CO3 + NaOH > Na2CO3 + H2O 12) La siguiente ecuación química (ya equilibrada) representa la reacción química para obtener AGUA, a partir de Hidrógeno y Oxígeno: 2 H2 + O2 > 2 H2O a Indicar, que cantidad de agua se obtiene, expresando dicha cantidad en gramos. b Sí para obtener agua, hacemos reaccionar 4 g de Hidrógeno y 38 g de Oxígeno: Indicar, cuál es el reactivo limitante Indicar, cuál es el reactivo en exceso y por cuánto Indicar, qué cantidad de agua se forma (expresarla en gramos) 13) Dada la siguiente ecuación química, que representa la reacción química para la obtención de hidróxido férrico: Fe2O3 + H2O > Fe(OH)3 Equilibrar la ecuación Calcular los gramos de c/u de las sustancias que participan de la reacción Cuántos gramos de Fe2O3 y H2O se necesitan para obtener 180 g de Fe(OH)3? ESTEQUIOMETRÍA 1) Calcular la masa molecular de las siguientes sustancias: a H2O b H2 c Cl2 d NaCl e NH4Cr2O7 5 H2O f K2Cr2O7 g H2SO4 h HNO3 2) Calcular la masa de 3 y 5 moles de molécula de: a H2O2 b Cl2 c NaF d K2O e HNO2 f Ca(OH)2 g Fe2O3 h FeO i Fe(OH)3 j NH3 k PH3 3) A cuántos moles de molécula equivalen las siguientes masas moleculares: a 5 g de H2O b 4 g de CuO c 10 g de C6H6 d 68 g de HCl e 40 g de HF f 40 g de C6H5 CH3 7

8 4) Cuántas moléculas hay en los gramos indicados para c/u de los compuestos del ejerc. 3? 5) Calcular la composición centesimal de las siguientes sustancias: a NaCl b Al2O3 c C3H6O2 d Fe(OH)2 6) Calcular el porcentaje de calcio en: a CaO b Ca(OH)2 c CaCO3 7) Cuántos átomos de azufre hay en: a 98 g de H2SO4 b 17 g de H2S c 128 g de SO2 d 40 g de FeS 8) Cuántas moléculas hay en: a 160 g de Fe2O3 b 98 g de Cu(OH)2 c 39 g de Na2S d 126 g de HNO3 9) Calcular la fórmula molecular de una sustancia que tiene la siguiente composición centesimal: Na= 74,19% O= 25,81% y m.m.r.= 62 g 10) Calcular la fórmula molecular de una sustancia que tiene la siguiente composición centesimal: H= 2,04% S= 32,65% O= 65,31% y m.m.r.= 98 g 11) Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas: a Fe + O2 > FeO b Fe + O2 > Fe2O3 c Cu + O2 > Cu2O d S + O2 > SO2 e Cl2 + O2 > Cl2O5 f Mn + O2 > MnO3 g I2 + O2 > I2O7 h FeO + H2O > Fe(OH)2 i Fe2O3 + H2O > Fe(OH)3 j Li2O + H2O > LiOH k Cl2O + H2O > HClO l Cl2O3 + H2O > HClO2 ll Cl2O5 + H2O > HClO3 m Cl2O7 + H2O > HClO4 8

9 n SO2 + H2O > H2SO3 ñ SO3 + H2O > H2SO4 o HClO3 + NaOH > NaClO3 + H2O p HNO3 + Ca(OH)2 > Ca(NO3)2 + H2O q H2CO3 + NaOH > Na2CO3 + H2O 12) La siguiente ecuación química (ya equilibrada) representa la reacción química para obtener AGUA, a partir de Hidrógeno y Oxígeno: 2 H2 + O2 > 2 H2O a Indicar, que cantidad de agua se obtiene, expresando dicha cantidad en gramos. b Sí para obtener agua, hacemos reaccionar 4 g de Hidrógeno y 38 g de Oxígeno: Indicar, cuál es el reactivo limitante Indicar, cuál es el reactivo en exceso y por cuánto Indicar, qué cantidad de agua se forma (expresarla en gramos) 13) Dada la siguiente ecuación química, que representa la reacción química para la obtención de hidróxido férrico: Fe2O3 + H2O > Fe(OH)3 Equilibrar la ecuación Calcular los gramos de c/u de las sustancias que participan de la reacción Cuántos gramos de Fe2O3 y H2O se necesitan para obtener 180 g de Fe(OH)3? 3.2. Ecuaciones químicas. Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas. Reactivos Productos De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, las ecuaciones químicas deben ser balanceadas. El número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo. Ejemplo: Sulfuro de hierro (II) reacciona con oxígeno molecular, produciendo óxido de hierro (III) y dióxido de azufre. Pasos de resolución: 1. Identifique todos los reactivos y productos y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación. 2. Verifique que todos los elementos aparezcan en los dos lados de la ecuación y busque el elemento que 9

10 tiene mayor subíndice. Se busca al lado opuesto donde se repite y se multiplica por un coeficiente para igualar el número de especies de este elemento. Se continúa con el elemento que acompaña al primero. (2)(3) (6) (1) (5) (4)(5) Se procede a multiplicar la ecuación por un coeficiente mínimo para eliminar coeficientes fraccionarios de especies (2 en el ejemplo). La ecuación balanceada queda: 3. Verifique que la ecuación balanceada contenga el mismo número de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha. Para volver al menú principal 3.2. Ecuaciones químicas. Las reacciones químicas son representadas por las ecuaciones químicas. Reactivos Productos De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, las ecuaciones químicas deben ser balanceadas. El número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos debe ser el mismo. Ejemplo: Sulfuro de hierro (II) reacciona con oxígeno molecular, produciendo óxido de hierro (III) y dióxido de azufre. Pasos de resolución: 1. Identifique todos los reactivos y productos y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación. 2. Verifique que todos los elementos aparezcan en los dos lados de la ecuación y busque el elemento que tiene mayor subíndice. Se busca al lado opuesto donde se repite y se multiplica por un coeficiente para igualar el número de especies de este elemento. Se continúa con el elemento que acompaña al primero. (2)(3) (6) (1) (5) (4)(5) Se procede a multiplicar la ecuación por un coeficiente mínimo para eliminar coeficientes fraccionarios de especies (2 en el ejemplo). La ecuación balanceada queda: 3. Verifique que la ecuación balanceada contenga el mismo número de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha. Para volver al menú principal Reacciones químicas La Mol Pesos atómicos y moleculares 10

11 La escala de masa atómica Masa atómica promedio Masa Molar Composición porcentual a partir de las fórmulas Interconversión entre masas, moles y número de partículas Fórmulas empíricas a partir del análisis Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica Combustión en aire Análisis de combustión Estequiometría Ecuaciones químicas Reactividad química, uso de la tabla periódica Balanceo de ecuaciones químicas Tipos de reacciones químicas Reacciones de descomposición Reacciones de adición Reacciones de desplazamiento Reacciones de metátesis Reacciones de precipitación Reacciones de dismutación Reacciones de substitución Reacciones Redox o de óxido reducción Oxidación y reducción Ecuaciones iónicas Estequiometría Definición 11

12 Las etapas esenciales Cálculos de moles Conversión de moles a gramos: Cálculos de masa Reactivo limitante Rendimiento teórico Reacciones acuosas y química de las disoluciones Composición de una disolución Algunas propiedades de las disoluciones Electrolíticas No electrolíticas Concentración de las disoluciones Convenciones de concentración Fracción en peso Por ciento en peso Partes por millón Fracción molar Molaridad Normalidad % en Volumen Molalidad Transformaciones Molalidad a fracción mole Molalidad a molaridad Preparación de disoluciones Dilución: 12

13 Estequiometría de disoluciones Cuál es la concentración del agua? Titulaciones Descripción de una titulación Reacciones químicas La Mol Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad llamada mol. Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es x 1023 El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de número de Avogadro. Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos objetos. Pero que tan grande es este número? Si pusiéramos una mol de canicas muy cuidadosamente en la superficie de la tierra de manera que quedaran muy bien acomodadas ocupando la mayor superficie posible, daría como resultado una capa de aproximadamente cinco kilómetros de espesor. Pesos atómicos y moleculares Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. El H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Tomando en consideración que contar a los átomos o a las moléculas de a uno en uno es un poco difícil, todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados. La escala de masa atómica Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes. 13

14 Los trabajos hechos en el S. XIX donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno) indicaban que 100 gramos de agua contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno: Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O. Por tanto, al analizar la reacción de arriba, nos encontramos que en los 11.1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno. De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H: Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16. Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de x gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de X gramos. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (UMA) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños. Recuerden que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono (uma = 12). Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de uma. Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma: 1 uma = x gramos y al revés: 1 gramo = x 1023 uma Masa atómica promedio Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos (es decir, poblaciones de átomos con diferente número de neutrones y por ello diferente masa). Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, % de 12C y 1.108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: ( )*(12 uma) + ( )*( uma) = uma La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se reportan en las tablas periódicas. Masa Molar 14

15 Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos. Nótese que la masa de un átomo unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g). La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma). Peso molecular y peso fórmula El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química. Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de: 2*( uma) + 1*( uma) = uma Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular. Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H2O pesa 18.0 gramos Un par iónico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será: 6*(12 uma) + 12*( uma) + 6*( uma) = uma Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es: 23.0 uma uma = 58.5 uma Composición porcentual a partir de las fórmulas A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto. Usaremos de ejemplo al metano: 15

16 CH4 Peso fórmula y molecular: 1*( uma) + 4*(1.008) = uma %C = 1*( uma)/ uma = = 74.9% %H = 4*(1.008 uma)/ uma = = 25.1% Interconversión entre masas, moles y número de partículas Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles. A esto lo conocemos formalmente con el rimbombante nombre de análisis dimensional. Ejemplo Oiga joven, traigame 1.5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2 Masa molecular del Ca = uma Masa molecular del Cl = uma Peso fórmula del CaCl2 = (40.078) + 2(35.453) = uma (Recuerda que es un compuesto iónico y no tiene peso molecular). De manera que, una mol de CaCl2 tendrá una masa de gramos. Y entonces, 1.5 moles de CaCl2 pesarán: (1.5 mole)( gramos/mole) = gramos Ejemplo Oiga, oiga joven! Si tuviera 2.8 gramos de oro, cuántos átomos de oro tendría?" Fórmula del oro: Au Peso fórmula del Au = uma Por lo tanto, 1 mol de oro pesa gramos. De manera que, en 2.8 gramos de oro habrán: (2.8 gramos)(1 mol/ gramos) = mol Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6.02 x 1023 atomos/mole. 16

17 Por lo cual, en moles tendremos: ( moles)(6.02x1023atomos/moles)=8.56x1021 átomos Fórmulas empíricas a partir del análisis Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto. Estas proporciones son ciertas también al nivel molar. Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. De la misma manera, 1.0 mol de H2O está compuesta de 2.0 moles of hidrógeno y 1.0 mol de oxígeno. También podemos trabajar en reversa (pero no como el Borras) a partir de las proporciones molares: Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica. El Mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro en masa. Cuál es su fórmula empírica? Digamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73.9 gramos de mercurio y 26.1 gramos de cloro. Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales? Para el mercurio: (73.9 g)*(1 mol/ g) = moles Para el cloro: (26.1 g)*(1 mol/35.45 g) = mol Cuál es la proporción molar de los dos elementos? ( mol Cl/0.368 mol Hg) = 2.0 Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. Fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2 Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica). La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene % de C, 4.58 % de H, y % de O, en masa. 17

18 El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica? En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: gramos C 4.58 gramos H gramos O Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso o sea la del oxígeno): Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos. C = (1.0)*3 = 3 H = (1.333)*3 = 4 O = (1.0)*3 = 3 Es decir C3H4O3 Órale, esta es nuestra fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero y la fórmula molecular? Nos dijeron que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? (3*12.011) + (4*1.008) + (3*15.999) = uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. Cuál será la proporción entre los dos valores? (176 uma / uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta. Entonces, la fórmula molecular será: 2* C3H4O3 = C6H8O6 18

19 Un diagrama de flujo de este proceso será: Combustión en aire Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una flama. La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O2) del aire como reactivo. Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que solo tienen C, H y O). Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es: Ejemplos de hidrocarburos comunes: Nombre Fórmula Molecular metano CH4 propano C3H8 butano C4H10 octano C8H18 En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metanol CH3OH, y el azúcar glucosa C6H12O6) también se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O. Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar cuantitativamente como reaccionaron y así poder calcular características cuantitativas de estas. Entre otras, su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia. A esto se le conoce como análisis cuantitativo. Análisis de combustión Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se 19

20 convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O. La cantidad de carbono producida se determina midiendo la cantidad de CO2 producida. Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuanto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuanto C había en la muestra. De la misma manera, podemos saber cuanto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio. Ejemplo: consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O. Al quemar g de alcohol isopropílico vemos que se producen g de CO2 y g de H2O. Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, Cuántas moles de C tenemos? Dado que una mol de CO2 tiene una mol de C y dos de O, y tenemos moles de CO2 en la muestra, entonces hay moles de C en nuestra muestra. Cuántos gramos de C tenemos? Cuántas moles de Hidrógeno tenemos? Dado que una mol de H2O tiene una mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en moles de H2O, tendremos 2*(0.017) = moles de H. Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces tenemos gramos de hidrógeno en la muestra. Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos: gramos (C) gramos (H) = gramos Pero sabemos que el peso de la muestra era de gramos. La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico: gramos gramos = gramos (O) Pero esto cuantas moles de O representa? Entonces resumiendo, lo que tenemos es: moles Carbono moles Hidrógeno moles Oxígeno Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros: 20

21 C = 3.05 átomos H = 8.1 átomos O = 1 átomo Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica: C3H8O Estequiometría Ecuaciones químicas Que le pasa a la materia cuando le ocurre un cambio químico? Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente conciernen al rearreglo de los átomos. Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos). Las reacciones químicas se representan en el papel usando ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar (quemarse) con oxígeno gaseoso (O2) para formar agua (H20). La ecuación química de esta reacción se escribe así: El signo '+' se lee como 'reacciona con' y la flecha significa 'produce o nos da'. Las fórmulas químicas de la izquierda representan a las sustancias de partida y se les llama reactivos. Las sustancias de la derecha son el producto final y se conocen con el nombre de productos. Los números frente a las fórmulas se llaman coeficientes) pero si valen 1 generalmente se omiten. Dado que los átomos no se crean ni se destruyen durante el curso de la reacción, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la flecha (esto significa que la ecuación está balanceada, es decir que lo de la derecha pesa lo mismo que lo de la izquierda). Pasos que necesarios para escribir una reacción balanceada: Se determina experimentalmente cuales son los reactivos y los productos Se escribe una ecuación no balanceada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos Se balancea la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros 21

22 NOTA los subíndices no deben cambiarse al tratar de balancear una ecuación NUNCA. Cambiar un subíndice cambia la identidad del reactivo o del producto. Balancear una reacción química únicamente se trata de cambiar las cantidades relativas de cada producto o reactivo Consideremos la reacción de la combustión del metano gaseoso (CH4) en aire. Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Con esta información hemos cubierto el primer paso. Ahora, escribimos la reacción sin balancear (paso 2): Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos: Todo parece ir bien con el número de carbonos en ambos lados de la ecuación, pero solo tenemos la mitad de los átomos de hidrógeno en el lado de los productos que en el lado de los reactivos. Podemos corregir esto duplicando el número de aguas en la lista de los productos: Nótese que aunque hayamos balanceado los átomos de carbono y de hidrógeno, ahora tenemos 4 átomos de oxígeno en los productos en tanto que únicamente tenemos 2 en los reactivos. Si duplicamos el número de átomos de oxígeno en los reactivos, podemos balancear al oxígeno: Hemos cubierto la etapa 3, y hemos balanceado la reacción del metano con el oxígeno. Entonces, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas agua. El estado físico de cada sustancia puede indicarse usando los símbolos (g), (l), y (s) (para gas, líquido y sólido, respectivamente): Reactividad química, uso de la tabla periódica A menudo podemos predecir el comportamiento químico de una sustancia, si hemos visto o sabemos como se comporta una sustancia similar. Por ejemplo, el sodio (Na) reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) y H2 gaseoso: nota: (aq) indica que está disuelto en agua Como el Potasio (K) está en la misma familia (columna) que el sodio en la tabla periódica, es posible predecir que la reacción del K con el H2O será similar a la del Na: No solo eso, de hecho podemos predecir que todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para formar sus hidróxidos e hidrógeno. Entonces, las ecuaciones químicas son la manera abreviada que tenemos los químicos para describir una reacción química, esta ecuación, usualmente debe incluir: 22

23 Todos los reactivos Todos los productos El estado de cada sustancia Las condiciones usadas en la reacción. CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g) REACTIVOS PRODUCTOS Balanceo de ecuaciones químicas Dado que asumimos que la ley de la conservación de la masa se aplica en todas las reacciones químicas, para que una ecuación química sea válida, debe estar balanceada, es decir el número y tipo de átomos a la izquierda, debe estar a la derecha. O sea, deben sumar lo mismo en ambos lados, por ejemplo: CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g) reactivos productos 1 Ca 1 Ca 1 C 1 C 3 O 3 O CaCO3(g) CaO (s) + CO2(g) Cómo se hace? Siguiendo estos 4 pasitos: Paso 1. Cuenta el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación Paso 2. Inspecciona la ecuación y determina que átomos no están balanceados Paso 3. Balancea un átomo a la vez empleando los coeficientes de uno o más compuestos Paso 4. Cada vez que creas que ya está balanceada la ecuación repite el paso 1. Paso 5. No te atarantes! 23

24 EJEMPLOS Paso 1.y 2 HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 1H 2H Sin balancear 1Cl 2Cl Sin balancear 1Ca 1Ca NO Paso 2. 2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 Paso 3. 2H 2H balanceada 2Cl 2Cl balanceada 1Ca 1Ca Ecuación balanceada 2HCl + Ca ;< CaCl2 + H2 Paso 1.y 2. C2H6 + O2 ;< CO2 + H2O 6H 2H Sin balancear 2C 1C Sin balancear 2O 3O Sin balancear Paso 2. Paso 3.Balancear primero la molécula mayor C2H6 + O2 ;< 2CO2 + 3H2O 6H 6H balanceada 2C 2C balanceada 2O 7O Sin balancear Paso 3.a Ahora balanceamos O C2H O2 ;< 2CO2 + 3H2O 24

25 Paso 4.a 6H 6H balanceada 2C 2C balanceada 7O 7O balanceada Multiplicamos por dos: 2C2H6 + 7O2 ;< 4CO2 + 6H2O Descomposición de la urea: (NH2) 2CO + H2O ;< NH3 + CO2 6H 3H Sin balancear 2N 1N Sin balancear 1C 1C balanceada 2O 2O balanceada Para balancear únicamente duplicamos NH3 y así: (NH2) 2CO + H2O ;< 2NH3 + CO2 6H 3H balanceada 2N 2N balanceada 1C 1C balanceada 2O 2O balanceada Más ejemplos: CH3OH + PCl5 ;< CH3Cl + POCl3 + H2O 4H 5H no balanceada 1C 1C balanceada 1O 2O no balanceada 1P 1P balanceada 5Cl 4Cl no balanceada Necesitamos mas cloro en la derecha: CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2O 25

26 Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH3OH 2CH3OH + PCl5 ;< 2CH3Cl + POCl3 + H2O Listo, ya está balanceada! 26