1. Estequiometría. 1.Estequiometría

Transcripción

1 1. Estequiometría

2 Contenidos Reacciones químicas y ecuaciones químicas Mezclas y sustancias puras; compuestos y elementos; moléculas y átomos; iones Reacciones químicas; estequiometría; ecuaciones químicas Ajustes de ecuaciones químicas Reacciones sencillas Reactivo limitante Rendimiento de las reacciones químicas 2

3 Bibliografía recomendada Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). Secciones 1.3, 1.4, 4.1, 4.2, 4.4, 4.5 3

4 Reacciones químicas y ecuaciones químicas

5 Clasificación de la materia hasta el nivel atómico Materia puede separarse por un proceso físico? SÍ NO Mezcla es homogénea? Sustancia puede descomponerse por un proceso químico? SÍ NO SÍ NO Disolución Mezcla heterogénea Compuesto Elemento Disolución de glucosa 0,83 M Leche Sangre (suspensiones) H 2 O (l) C 6 H 12 O 6 (s) H 2 (g) O 2 (g) C (s) [Lectura: Petrucci 1.4] 5

6 Clasificación de la materia hasta el nivel atómico Mezcla (Ej. mezcla gaseosa de O 2 y H 2 ) Formada por sustancias (compuestos o elementos) Se pueden separar por procedimientos físicos Su composición -proporción de las sustancias que la componen- puede variar Sus propiedades físicas se relacionan con las de las sustancias que la componen Sustancia (Ej. H 2 O en estado líquido) Formada por moléculas iguales en algunos casos por átomos, p.ej. C, Fe, Au en algunos casos por átomos, p.ej. C, Fe, Au-. Cada molécula está formada por átomos Su composición proporción de los átomos que la componen- es fija Determinada por números enteros (fórmula molecular) Cada sustancia (compuesto o elemento) tiene unas propiedades físicas únicas Independientes de las de sus componentes atomos-. Útiles para su identificación (análisis). [Lectura: Petrucci 1.4] 6

7 Reacciones químicas 7

8 Reacciones químicas Dos o más moléculas distintas pueden intercambiar algunos de sus átomos y dar lugar a nuevas moléculas Reacción química Proceso por el que un conjunto de sustancias -reactivos- se transforma en otro conjunto de sustancias productos. Transcurre normalmente con cambios notables de las propiedades físicasf cambio de color; formación de precipitado; desprendimiento de gas; desprendimiento o absorción de calor En caso contrario hay que hacer análisis químico para saber si ha tenido lugar una reacción química 8

9 Reacciones químicas y ecuaciones químicas mezcla gaseosa de O 2 y H 2 chispa 1) Reactivos y productos: H 2 O en estado líquido H ( g) + O ( g) H O( l) Cada molécula de O 2 reacciona con dos moléculas de H 2 2) Conservación de los átomos: 2 H ( g) + O ( g) 2H O( l) coeficientes estequiométricos [Lectura: Petrucci 4.1] 9

10 Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H ( g) + O ( g) 2 H O( l) Interpretación en términos atómico-moleculares moleculares (microscópicos) Las moléculas de reactivos reaccionan entre sí, en la proporción indicada por los coeficientes estequiométricos de la izquierda Intercambian átomos -en uno o en varios pasos- y generan los productos La proporción de moléculas de productos generadas a partir de moléculas de reactivos también es la indicada por los coeficientes es estequiométricos Sólo se indica el resultado global de la reacción Si la reacción tiene lugar en varios pasos (mecanismo de la reacción), ción), las moléculas que se generan temporalmente para ser consumidos inmediatamente (intermedios de reacción) no se indican 10

11 Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H ( g) + O ( g) 2 H O( l) Interpretación en términos molares (macroscópicos) Un mol de dos sustancias cualesquiera contiene el mismo número de moléculas de cada sustancia por definición de mol-. N A, el número de Avogadro,, 6, x moléculas/mol P.ej.,., 2,016 g de H 2 y 32,00 g de O 2 tienen el mismo número de moléculas con cuatro cifras significativas (6,022 x moléculas) Las cantidades macroscópicas de reactivos que reaccionan entre sí guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles Las cantidades macroscópicas de productos que se generan a partir de los reactivos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles 11

12 Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H ( g) + O ( g) 2 H O( l) Con cuántos moles de H 2 reaccionan 2,40 moles de O 2? Cuántos moles de H 2 O producen? 2,40molO 2,40molO 2mol H =4,80mol H molO2 2mol H O =4,80 mol H O molO2 12

13 Ecuaciones químicas: estequiometría 2H ( g) + O ( g) 2H O( l) Con cuántos gramos de H 2 reaccionan 38,4 gramos de O 2? Cuántos gramos de H 2 O producen? [Masas atómicas: H 1,008; O 16,00] 1molO 2 mol H 2,016g H 38,4g O =4,84g H ,00g O2 1molO2 1mol H2 1,20 2, 40 1molO 2mol H O 18,02g H O 38,4g O =43,2g H O ,00g O2 1molO2 1mol H2O [Recomendación: Petrucci ejemplos ] [Prob. 1.3] 13

14 Ajustes de ecuaciones químicas

15 Ajustes de ecuaciones químicas simples Procedimiento de tanteo CH 4 + O2 CO 2 + H2O Si un elemento aparece en un solo compuesto en cada lado, se ajustan los coeficientes de dichos compuestos los primeros Si un reactivo o producto es un elemento libre, se ajusta en último lugar Los demás coeficientes se van adaptado, por tanteo, al resultado del primer paso Pueden usarse coeficientes fraccionarios; al final pueden convertirse todos en enteros por multiplicación por un factor común 1. C aparece en un solo compuesto en cada lado: 1 CH 4 + O2 1 CO 2 + H2O 2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 1 CH 4 + O2 CO H2O 3. Como consecuencia de 1+2: 1 CH 4 + O2 1 CO H2O 4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos el último CH + 2 O CO + 2 H O [Lectura: Petrucci 4.1] 15

16 Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo: P: Ca: H: H PO + CaO Ca (PO ) + H O P,Ca,H: O: ya está 2 H3PO 4 +3 CaO Ca 3(PO 4) H2O 16

17 Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa C: H: C H O + O CO + H O C,H: O: C H O + 6 O 6 CO + 6 H O [Recomendación: Petrucci ejemplos 4.1,4.2] 17

18 Ajustes de reacciones redox Reacciones entre especies cargadas: Además del balance de materia hay que tener en cuenta el balance de carga Se verán en el Tema 9. Reacciones de oxidación-reducción. 18

19 Reactivo limitante

20 Reactivo limitante 2H ( g) + O ( g) 2H O( l) En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de O 2 y 4,00 mol de H 2. Se hace saltar una chispa y se produce la reacción de formación de H 2 O indicada más arriba. Cuántos moles de O 2 reaccionan? Cuántos moles de H 2 reaccionan? Cuántos moles de H 2 O se forman? 2 mol H 2,40 molo =4,80mol H molO2 1molO 4,00 mol H =2,00 molo mol H2 1) 2,40 mol O 2 podrían reaccionar con 4,80 mol H 2, pero sólo hay presentes 4,00 mol H 2 ; luego se quedará O 2 sobrante sin reaccionar. 2) 4,00 mol H 2 pueden reaccionar con 2,00 mol O 2 ; como hay presentes 2,40 mol O 2, quedaran 0,40 mol O 2 sobrantes sin reaccionar. 3) 4,00 mol H 2 reaccionan con 2,00 mol O 2 y producen 4,00 mol H 2 O. 4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H 2, se producen 4,00 mol H 2 O y quedan presentes sin reaccionar 0,40 mol O 2. El H 2 actúa de reactivo limitante 20

21 Reactivo limitante Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química indican las proporciones de moles de reactivos que pueden reaccionar y las proporciones molares de productos que se formarán. Cuando se prepara una mezcla de reactivos de modo que los moles de los mismos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, se dice que es una mezcla estequiométrica,, o que los reactivos están en proporciones estequiométricas. En este caso, todos los reactivos presentes se consumen completamente mente en la reacción. Ej. 2,40 mol O 2 y 4,80 mol H 2 Normalmente se ponen a reaccionar mezclas no estequiométricas. En estos casos, el reactivo que está presente en menor proporción (respecto a la estequiométrica) se consume totalmente en la reacción ción y determina las cantidades que se consumen de los otros reactivos y las que se forman de productos. Se le denomina reactivo limitante. Del resto de reactivos decimos que están en exceso. Ej. 2,40 mol O 2 y 4,00 mol H 2 ; reactivo limitante:h 2 [Lectura: Petrucci 4.4] 21

22 Reactivo limitante Ejemplo: Con el objeto de determinar el valor energético de la glucosa, se realiza un experimento de combustión completa de la misma. Se preparan 2,302 g de glucosa y 2,30 g de oxígeno. Cuánta glucosa y cuánto oxígeno se espera que reaccionen? Cuál es el reactivo limitante? [Masas atómicas: : H 1,008; C 12,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción C H O + 6 O 6 CO + 6 H O ) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente 3) Concluimos: 1mol O 1mol gluc 180,16 g gluc 2 2,30 g O 2 =2,15g glucosa 32,00g O2 6 molo2 1molgluc Reaccionarán 2,15 g glucosa y los 2,30 g O 2 ; el reactivo limitante es el O 2 [Recomendación: Petrucci ejemplos 4.12,4.13] [Prob. 1.5] 22

23 Rendimiento

24 Rendimiento de las reacciones químicas En el transcurso real de una reacción química suele haber factores que hacen que se obtenga una cantidad de productos menor que la correspondiente e a la estequiometría de la reacción. P.ej.,., la existencia de otras reacciones secundarias competitivas que generan subproductos. Rendimiento teórico (de un producto): es la cantidad de ese producto que se espera obtener,, por la estequiometría de la reacción, a partir de unas cantidades dadas de reactivos. depende de las cantidades de reactivos de que se parta Rendimiento real (de un producto): es la cantidad de ese producto que se obtiene realmente a partir de unas cantidades dadas de reactivos. depende de las cantidades de reactivos de que se parta Rendimiento porcentual, o rendimiento (de un producto): rendimiento real rendimiento (porcentual)= 100% rendimiento teórico Es independiente de las cantidades de reactivos de que se parta Una reacción con rendimiento ~100% se dice que es cuantitativa y se puede utilizar para realizar análisis químicos cuantitativos [Lectura: Petrucci 4.5] 24

25 Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: La urea, La urea, CO(NH 2 ) 2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia cia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: : H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción ( ) 2 NH + CO CO NH + H O 2) Determinamos el reactivo limitante La proporción estequiométrica NH 3 /CO 2 es 2:1. Si se prepara una mezcla de proporción molar 3:1, hay exceso de NH 3 y el reactivo limitante es el CO 2, que es quien determina la cantidad de urea que se puede producir. 3) Calculamos el rendimiento teórico como la cantidad de urea que se puede producir a partir de la cantidad de CO 2 utilizada 1mol CO 2 1mol urea 60,06 g urea =60,06 g urea 1mol CO 1mol urea 2 Rendimiento teórico (de urea): 60,06 g 25

26 Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: La urea, La urea, CO(NH 2 ) 2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia cia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: : H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00] 4) Determinamos el rendimiento real como la cantidad de urea realmente producida a partir de la cantidad de CO 2 utilizada Rendimiento real (de urea): 47,7 g 5) Calculamos el rendimiento porcentual 47,7 g urea (producida) 100%= 79,4% 60,06g urea (producible) Rendimiento porcentual (de urea): 79,4% 26

27 Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: Si la síntesis industrial de urea a partir de amoniaco y dióxido de carbono tiene un rendimiento del 79,4%, qué masas de amoniaco y de dióxido ido de carbono se consumen para producir 1000 kg de urea? 1) Calculamos la cantidad de urea que se produciría si el rendimiento fuese del 100% rendimiento real rendimiento teórico = 100% rendimiento porcentual 1000 kg urea = 100% = 1260 kg urea 79,4% 2) Calculamos las cantidades de reactivos necesarias para producir esa urea; utilizamos la estequiometría de la reacción global ajustada y las masas atómicas (ejemplo anterior) 1mol urea 1000 g 2 mol NH 17,03g NH 1 kg kg urea = 715kg NH3 60,06 g urea 1 kg 1mol urea 1mol NH g 1mol urea 1000 g 1mol CO 44,01g CO 1 kg kg urea =923kg CO2 60,06 g urea 1 kg 1mol urea 1mol CO g [Recomendación: Petrucci ejemplos 4.14,4.15] [Prob. 1.6] 27