QUÍMICA I. Estequiometría. Tecnólogo Minero

Transcripción

1 QUÍMICA I Estequiometría Tecnólogo Minero

2 Estequiometría ü Estequiometría: 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)

3 Ecuaciones químicas Reacciones químicas Representadas por ecuaciones químicas Reactivos 2H 2 + O 2 2H 2 O Productos Coeficientes Produce Reacciona con Ecuación balanceada: igual número de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha

4 Igualando una ecuación 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 NUNCA DEBEN MODIFICARSE LOS SUBÍNDICES AL BALANCEAR UNA ECUACIÓN Coeficiente: cambia la cantidad no la calidad

5 Ejemplo: CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O No balanceada Balanceamos los elementos que aparecen en el menor número de fórmulas químicas Considero C y luego H CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Comúnmente agregamos información en la ecuación química como el estado físico (g), (l), (s), (ac) Arriba de la flecha podemos agregar condiciones de reacción

6 Ejemplo de clase Balancea la siguiente ecuación: Na(s) + H 2 O(l) NaOH(ac) + H 2 (g) Contamos los átomos de cada lado Na y O están igualados H: 2 izquierda, 3 derecha Colocamos un coeficiente de 2 a la izquierda Na(s) + 2H 2 O(l) NaOH(ac) + H 2 (g) Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(ac) + H 2 (g) 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(ac) + H 2 (g)

7 Ejercicio Iguala las siguientes ecuaciones: a- Fe(s) + O 2 (g) Fe 2 O 3 (s) 4Fe(s) + 3O 2 (g) 2Fe 2 O 3 (s) b- C 2 H 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O(g) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2H 2 O(g) c- Al(s) + HCl(ac) AlCl 3 (ac) + H 2 (g) 2Al(s) + 6HCl(ac) 2AlCl 3 (ac) + 3H 2 (g)

8 Patrones sencillos de reactividad química Clave para predecir productos que se forman Reacciones de combinación: Dos o más sustancias reaccionan para formar un producto 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) Combinación entre un metal y un no metal da sólido iónico Reacciones de descomposición: Una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias distintas CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Muchos carbonatos metálicos se descomponen para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono cuando se calientan

9 Tabla de reacciones Combinación A + B C C(s) + O 2 (g) N 2 (g) + 3H 2 (g) CaO(s) + H 2 O(l) CO 2 (g) 2NH 3 (g) Ca(OH) 2 (s) Descomposición C A+ B 2KClO 3 PbCO 3 (s) Cu(OH) 2 (s) 2KCl + 3O 2 (g) PbO(s) + CO 2 (g) CuO(s) + H 2 O(l)

10 Ejemplo de clase Escribe las ecuaciones balanceadas para las reacciones siguientes: a- Combinación cuando reacciona litio metálico y flúor gaseoso 2Li(s) + F 2 (g) 2LiF(g) b- Descomposición cuando se calienta carbonato de bario sólido (dos productos, 1 sólido y un gas) BaCO 3 (s) BaO(s) + CO 2 (g)

11 Ejercicio 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) + 3O 2 (g) 2Al 2 O 3 (s)

12 Combustión en aire Son reacciones rápidas que producen una flama En la mayoría interviene el O 2 del aire Quema de hidrocarburos en aire: C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(g) Ejemplo de clase: escribe la ecuación química balanceada para la reacción que se da cuando se quema metanol (CH 3 OH (l)) en aire CH 3 OH(l) + 3/2O 2 (g) 2CH 3 OH(l) + 3O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) 2CO 2 (g) + 4H 2 O(g)

13 Pesos formulares y moleculares Las fórmulas y ecuaciones químicas tienen un significado CUANTITATIVO En el ejemplo anterior se necesitan 3 moléculas de O 2 para quemar 2 moléculas de metanol y producir 2 moléculas de CO 2 y 4 moléculas de agua Pero. Cómo relacionamos los números de moléculas o átomos con las cantidades que medimos en el laboratorio? Peso fórmula de una sustancia: suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química PF(H 2 SO 4 ) = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O) = 2(1.0 uma) uma + 4(16.0 uma) = 98.1 uma Fórmula química= elemento Peso fórmula = peso molecular

14 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 enlazado de carbono-12, en su estado fundamental eléctrico y nuclear, y su valor recomendado es el de 1, (73) kg. Un mol de átomos de carbono-12 tiene una masa exacta de 12 gramos.

15 Pesos formulares y moleculares Para sustancias iónicas como NaCl lo llamamos unidad formular y no molécula Ejemplos: Calcula el peso molecular de: a- Sacarosa C 12 H 22 O 11 (azúcar de mesa) b- nitrato de calcio Ca(NO 3 ) 2 Calcule el peso fórmula de: a- Al(OH) 3 b- CH 3 OH

16 Composición porcentual a partir de las fórmulas ü% de masa que corresponde a cada elemento de la sustancia ües un cálculo sencillo si se conoce la fórmula química El cálculo depende de: - peso fórmula de la sustancia - peso atómico del elemento - número de átomos de ese elemento Ejemplo de clase C 12 H 22 O 11 : %C=[(12)(12.0 uma)/342.0 uma]x100 = 42.1 % %H =[(22)(1.0 uma)/342.0 uma]x100 = 6.4 % %O=[(11)(16.0 uma)/342.0 uma]x100 = 51.5 %

17 MOL 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 12 C isotópicamente puro O es lo mismo que contenga x10 23 (número de Avogadro) objetos Por ejemplo: 1 mol de átomos de 12 C = 6.02x10 23 átomos de 12 C 1 mol de moléculas de H 2 O = 6.02x10 23 moléculas de H 2 O 1 mol de iones de NO 3- = 6.02x10 23 iones de NO - 3

18 Ejercicios 1- Calcula el número de átomos de H que hay en mol de C 6 H 12 O 6 Primero vemos cuántas moléculas de C 6 H 12 O 6 hay en mol a través del número de Avogadro mol C 6 H 12 O 6 x 6.02x10 23 moléculas/mol = 0.21x10 24 moléculas 0.21x10 24 moléculas x 12átomos de H = 2.5x10 24 átomos de H 2- Cuántos átomos de oxígeno hay en: a mol de Ca(NO 3 ) 2 b mol de Carbonato de sodio a- 9.0x10 23 átomos b- 2.71x10 24 átomos

19 MASA MOLAR Un mol siempre es el mismo número 6.02x10 23 pero un mol de una sustancia y un mol de otra tienen diferente masa Por ejemplo: 1 mol de 24 Mg (24 uma) y 1 mol de 12 C (12 uma) Como 1 mol tiene el mismo número de átomos, el mol de Mg deberá tener el doble de masa Definición: 1 mol de 12 C = 12 g 1 mol de 24 Mg 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

20 Ejemplos 1 átomo de 12 C tiene una masa de 12 uma 1 átomo de Cl tiene una masa de 35.5 uma 1 átomo de Au tiene una masa de 197 uma 1 mol de 12 C tiene una masa de 12 g 1 mol de Cl tiene una masa de 35.5 g 1 mol de Au tiene una masa de 197 g Observa: cuando hablamos de un isótopo específico usamos la masa de ese isótopo; en los demás casos usamos el peso atómico 1 molécula de H 2 O (18.0 uma) 1 mol de H 2 O (18.0 g)

21 MASA MOLAR La masa en gramos de un mol de una sustancia (es decir, la masa en gramos por mol) es su MASA MOLAR La MASA MOLAR (g/mol) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formular (en uma) Ejemplo: Calcule la masa en gramos de 1.00 mol de glucosa C 6 H 12 O 6 6C(átomos) = 6(12.0) = 72.0uma 12H(átomos) = 12(1.0) = 12.0 uma 6O(átomos) = 6(16.0) = 96.0 uma Total = uma PF glucosa = uma 180g/mol 1 mol de glucosa=

22 Resumiendo Peso formula o peso molecular: peso en umas de una molécula o unidad formular (peso molecular H 2 = 2 umas) 1 uma es 1/12 del peso de un átomo de carbono 1 mol son x objetos (1 mol de H 2 son x10 23 moléculas de H 2 ) Masa molar: masa en gramos de 1 mol de una sustancia (átomos, moléculas, unidad formular.) La masa molar de 1 mol de H 2 son 2g/mol

23 Ejercicio Calcula la masa molar de Ca(NO 3 ) g/mol Interconversión de masas, moles y números de partículas masa moles moles masa Calcula el número de moles de glucosa (C 6 H 12 O 6 ) que hay en g de esta sustancia: Masa molar C 6 H 12 O g/mol Moles de C 6 H 12 O 6 = 5.380g C 6 H 12 O 6 (1mol C 6 H 12 O/180g C 6 H 12 O 6 ) = mol de C 6 H 12 O 6

24 Ejericios a- Cuántos moles de bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) están presentes en 508 g de esta sustancia? 6.05 mol b- Calcula la masa en gramos de mol de nitrato de calcio 71.1 g c- Calcula la masa en gramos de 6.33 mol de NaHCO 3 d- Calcula la masa en gramos de 3.0x10-5 mol de ácido sulfúrico

25 El concepto de mol es el puente entre las masas y los números de partículas Calcularemos 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)(6.02x10 23 átomos de Cu/ 1 mol de Cu) Átomos de Cu = 3.22 x10 22 átomos de Cu La masa molar y el número de Avogadro se emplean como factores de conversión para convertir Gramos moles átomos

26 Cómo podemos relacionar moles, gramos, átomos y moléculas? Masa (gramos) Usar Masa molar Moles Usar Nº Avogadro Átomos Moléculas Iones 18 g/mol 2 moles 36 gramos 2 x (6.023 X de 10 H2O 23 ) moléculas de agua

27 Muchas veces las sustancias se encuentran en estado gaseoso. VAMOS A RECORDAR: ecuación general de los gases ideales 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)

28 CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 0 (g) 25 L a 1 atm y 100 ºC Qué volumen se obtiene?

29 Reactivo limitante En química una reacción se detiene tan rápido como se consuma cualquiera de los reactivos Quedan los reactivos en exceso como sobrantes Por ejemplo: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) Si tenemos 10 moles de H 2 y 7 moles de O 2 Es suficiente para que se consuman todos los reactivos? Precisamos el doble de H 2 que de O 2 necesitaríamos 14 moles de H 2 para que se consuman todos los reactivos HAY UN REACTIVO QUE ES LIMITANTE Y ES EL H 2

30 Reactivo limitante 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 de reactivos iniciales Las cantidades de reactivos consumidos y de productos formados están determinadas por la cantidad de reactivo limitante

31 Igualando una ecuación En el ejemplo del H 2 O Cantidades iniciales 2H 2 + O 2 2H 2 O 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 H 2 )

32 Ejemplo de clase: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Cuántos moles de NH 3 se pueden formar a partir de 3.0 moles de N 2 y 6.0 moles de H 2? 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

33 Si tenemos 3 moles de N 2 la reacción requiere 3 veces esta cantidad de moles de H 2 Moles de H 2 = 9.0 mol Tenemos 6 moles de H 2 en nuestro problema Reactivo limitante es el H 2 Ahora usamos los 6.0 moles de H 2 para hacer los cálculos Moles de NH 3 = 4.0 mol

34 Ejercicios Considera la reacción: I- 2Al(s) + 3Cl 2 (g) 2AlCl 3 (s) Reaccionan 1.5 mol de Al y 3.00 mol de Cl 2 a) Cuál es el reactivo limitante? b) Cuántos moles de AlCl 3 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- 2Na 3 PO 4 (ac) + 3Ba(NO 3 ) 2 (ac) Ba 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6NaNO 3 (ac) Supon que una disolución que contiene 3.50g de Na 3 PO 4 se mezcla con una disolución que contiene 6.40g de Ba(NO 3 ) 2 Cuántos gramos de Ba 3 (PO 4 ) 2 podrán formarse? 4.92 g de Ba 3 (PO 4 ) 2

35 Rendimiento teórico 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 teórico Reactivos no reacción Reacciones secundarias No se recupera todo el producto El % de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado)

36 Ejemplo El ácido adíptico, H 2 C 6 H 8 O 4 (para producir nylon) se fabrica comercialmente por una reacción controlada entre ciclohexano (C 6 H 12 ) y O 2 2C 6 H 12 (l) + 5O 2 (g) 2H 2 C 6 H 8 O 4 (l) + 2H 2 O(g) a) Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y que éste es el reactivo limitante. Calcule el rendimiento teórico de ácido adíptico b) Si obtiene 33.5g de ácido adíptico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento de ácido adíptico a) 43.5 g H 2 C 6 H 8 O 4 b) 77%