ESTEQUIOMETRIA. Determinación de fórmula empírica y molecular. Balanceo de ecuaciones químicas Relaciones estequiométricas

Transcripción

1 ESTEQUIOMETRIA Determinación de fórmula empírica y molecular. Balanceo de ecuaciones químicas Relaciones estequiométricas

2 Fórmulas moleculares y empíricas Las fórmulas químicas que indican los números y tipos de átomos reales en una molécula se conocen como FÓRMULAS MOLECULARES Las fórmulas químicas que sólo proporcionan el número relativo de cada tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual se combinan se conoce como FÓRMULAS EMPÍRICAS. Los subíndices de una fórmula empírica siempre son las relaciones más pequeñas posibles de números enteros.

3 Fórmulas moleculares y empíricas Por Ejemplo, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H 2 O 2, mientras quesu fórmula empírica esho. La fórmula molecular del etileno es C 2 H 4 y su fórmula empírica es CH 2 Las fórmulas moleculares proporcionan más información acerca de las moléculas que las fórmulas empíricas.

4 Fórmulas moleculares y empíricas Siempre que conozcamos la fórmula molecular de un compuesto, podremos determinar su fórmula empírica. Sin embargo, lo contrario no se cumple. Si conocemos la fórmula empírica de una sustancia, no podemos determinar su fórmula molecular, a menos que tengamos más información.

5 Fórmulas moleculares y empíricas Ejemplo: 1. Escriba las formulas empíricas de las siguientes moléculas: a. Glucosa C 6 H 12 O 6 b. Óxido Nitroso N 2 O c. Diborano B 2 H 6

6 Fórmulas moleculares y empíricas Para muchas sustancias, la fórmula molecular y la empírica son idénticas, como en el caso del agua, H 2 0. La fórmula empírica H 2 0 muestra que el agua contiene dos átomos de H por uno de O. Esta relación también se aplica en el nivel molar: 1 mol de H 2 O contiene 2 moles de átomos de H y 1 mol de átomos de O A la inversa, la relación del número de moles de cada elemento en un compuesto, proporciona los subíndices de lafórmula empírica del compuesto.

7 Fórmulas moleculares y empíricas De esta forma, el concepto de mol proporciona un medio para calcular fórmulas empíricas de sustancias químicas Ejemplo: El mercurio y el cloro se combinan para formar un compuesto que es 73.9% de mercurio y 26.1% de cloro, en masa. Esto significa que si tuviéramos una muestra de g del sólido, ésta contendría 73.9 g de mercurio (Hg) y 26.1 g de cloro (Cl).

8 Fórmulas moleculares y empíricas En problemas de este tipo, podemos utilizar cualquier tamaño de muestra, pero para simplificar el cálculo de la masa a partir de un porcentaje utilizamos por lo general 100 g. Si utilizamos los pesos atómicos de los elementos para obtener las masas molares, podemos calcular el número de moles de cada elemento en la muestra:

9 Fórmulas moleculares y empíricas Después dividimos el número más grande de moles (0.735) entre el más pequeño (0.368) para obtener una relación molar Cl:Hg de 1.99:1: Debido a errores experimentales, es posible que los resultados no produzcan números enteros en las relaciones de moles. El número 1.99 es muy cercano a 2, por lo que podemos concluir con confianza que la fórmula empírica del compuesto es HgCl 2. La fórmula empírica es correcta, ya que sus subíndices son los números enteros más pequeños que expresan las relaciones de átomos presentes en el compuesto.

10 Fórmulas moleculares y empíricas Resumen del procedimiento para calcular una fórmula empírica, a partir de su composición porcentual. La parte central del cálculo es determinar el número d e moles de cada elemento en el compuesto. El procedimiento también se resume como "porcentaje a masa, masa a moles, dividir entre el más pequeño, multiplicar para obtener el entero"

11 Cálculo de una fórmula empírica Ejemplo 1. El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. Cuál es la fórmula empírica del ácido ascórbico? 2. Una muestra de 5,325 g de benzoato de metilo, un compuesto que se utiliza en la fabricación de perfumes, contiene 3,758 g de carbono, 0,316 g de hidrógeno y 1,251 g de oxígeno. Cuál es la fórmula empírica de esta sustancia?

12 Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica Para cualquier compuesto, la fórmula obtenida de las composiciones porcentuales siempre es la fórmula empírica. Podemos obtener la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica si tenemos el peso molecular o la masa molar del compuesto. Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros, de los subíndices correspondientes en su fórmula empírica.

13 Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica Podemos encontrar este múltiplo si comparamos el peso formular empírico con el peso molecular: Por ejemplo, en el Ejercicio anterior, la fórmula empírica del ácido ascórbico se determinó como C 3 H 4 O 3, lo que da un peso formular empírico de 3(12.0 uma) + 4(1.0 uma) + 3(16.0 uma) =88 uma. El peso molecular determinado experimentalmente es de 176 uma. Por lo tanto, el peso molecular es 2 veces el peso formular empírico (176/88= 2), y la fórmula molecular debe tener el doble de cada tipo de átomo de la fórmula empírica. Como consecuencia, multiplicamos por 2 los subíndices de la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular: C 6 H 8 O 6

14 Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica Ejemplo: 1. El mesitileno, un hidrocarburo que se encuentra en pequeñas cantidades en el petróleo crudo, tiene una fórmula empírica de C 3 H 4. El peso molecular determinado experimentalmente para esta sustancia es de 121 uma. Cuál es la fórmula molecular del mesitileno? 2. El etilenglicol, la sustancia utilizada en el anticongelante para automóviles, se compone de 38,7% de C, 9,7% de H y 51,6 % de O en masa. Su masa molar es de 65,1 g/mol. a. Cual es la formula empírica del etilenglicol b. Cual es su formula molecular.

15 Ley de conservación de la masa 15

16 PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

17 BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUIMICA Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos. En el balanceo nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos. Métodos: Tanteo (en reacciones sencillas). Oxido-reducción 17

18 Balanceo por tanteo: Consiste en colocar "Coeficientes" buscando una equivalencia entre los reactivos y los productos. Se deben balancear en el siguiente orden: Metales No metales Hidrogeno Oxigeno BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUIMICA

19 Ejemplo: N 2 + H 2 NH 3 Balanceo de una ecuación Los coeficientes son usados para balancear la ecuación y esto permitirá que el número de átomos sea igual en ambos lados. Hay 2N en la izquierda. Para que hayan 2N en el lado derecho, colocar el coeficiente 2 al NH 3 : N 2 + H 2 2NH 3 Ahora hay dos H en la izquierda, y 2x3 = 6 H del lado derecho, por lo tanto se pone el coeficiente 3 al H 2. N 2 + 3H 2 2NH 3 La ecuación quedó balanceada. 19

20 Balanceo de una ecuación Ejercicios: 1. CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O 2. C 6 H 14 O 4 + O 2 CO 2 + H 2 O 3. N 2 O 5 + H 2 O HNO 3 4. C 5 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O 5. C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O 6. Na 2 CO 3 + HCl Na Cl + CO 2 + H 2 O 7. PBr 3 + H 2 O HBr + H 3 PO 3 8. CaO + C CaC 2 + CO 9. H 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + HCl 20

21 Balanceo de una ecuación Balanceo por oxido-reducción: Las reacciones de oxidación reducción son reacciones que envuelven transferencia de electrones de una especie a otra. La definición más amplia de una reacción de oxidación reducción se basa en el concepto de un número de oxidación. Estos números permiten llevar una contabilidad de los electrones en una reacción.

22 Oxidación: Perdida de electrones Reducción: Es la ganancia de electrones dirección de reducción Balanceo de una ecuación dirección de oxidación Sustancia reducida: Contiene el elemento que se reduce (captura electrones). Sustancia oxidada: Contiene el elemento que se oxida (cede electrones). Agente reductor: Sustancia que contiene el elemento que cede electrones. Agente oxidante: Sustancia que captura electrones.

23 Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción Paso 1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción. Se deben seguir las siguientes reglas: La suma de los números de oxidación de todos los atomos en una molecula es cero y es igual a la carga del ion en una especie ionica. Los números de oxidación de elementos libres o de moléculas homonucleares es cero. El estado de oxidación del oxigeno es -2 en sus compuestos, excepto en los peróxidos donde es -1, y en el F 2 O que es +2. El estado de oxidación del hidrogeno es +1 en sus compuestos, excepto en los hidruros donde es -1. Ejemplo NaH. Los alcalinos y la plata tienen estado de oxidación +1. Los alcalinotérreos y el zinc tienen estado de oxidación de +2.

24 Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción Paso 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el elemento que se oxida y el que se reduce. Paso 3. Se igualan los electrones tomados y cedidos, donde los electrones por molécula del agente oxidante se colocan de coeficiente del agente reductor y viceversa. Paso 4. Se inicia el balance por tanteo. en el orden de los elementos siguientes: metal, no metal, hidrógeno y oxígeno. Cuando en la ecuación no figura H2O, se adicionan tantas moléculas de agua como sean necesarias y donde exista deficiencia de estos dos elementos.

25 Ejemplo: Identificación de los agentes oxidantes y reductores Identifique las sustancias que se oxidan y las que se reducen, e indique cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor

26 Solución: Identificación de los agentes oxidantes y reductores 1. El Cd incrementa su estado de oxidación de 0 a +2 y el Ni disminuye de +4 a +2. Debido a que el átomo de Cd aumenta su estado de oxidación, se oxida (pierde electrones) y por lo tanto actúa como agente reductor. El átomo de Ni disminuye su estado de oxidación cuando el NiO2 se convierte en Ni(OH) 2. De esta manera, el NiO 2 se reduce (gana electrones) y por lo tanto actúa como agente oxidante

27 Ejemplo: Balanceo de una ecuación Balancear: 1. H 2 S + HNO 3 H 2 SO 4 + NO + H 2 O 2. K 2 Cr 2 O 7 + FeSO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + CrSO 4 + K 2 SO 4 3. HNO 3 + P + H 2 O H 3 PO 4 + NO

28 Relaciones estequiométricas En una ecuación química, los coeficientes representan los números relativos de moléculas en una reacción. El concepto de mol nos permite convertir esta información en las masas de las sustancias. Considere la siguiente ecuación balanceada: Los coeficientes indican que dos moléculas de H 2 reaccionan con cada molécula de O 2 para formar dos moléculas de H 2 O.

29 Relaciones estequiométricas Entonces, se desprende que los números de moles relativos son idénticos a los números relativos de moléculas: Para todas las ecuaciones químicas balanceadas: los coeficientes de una ecuación química balanceada indican tanto el número relativo de moléculas (o unidades formulares) en la reacción, como los números relativos de moles

30 Relaciones estequiométricas Las cantidades 2 moles de H 2, 1 mol de O 2 y 2 moles de H 2 O, se conocen como cantidades estequiométricamente equivalentes

31 Relaciones estequiométricas La relación entre estas cantidades puede representarse como: Estas relaciones estequiométricas pueden utilizarse para convertir entre cantidades de reactivos y productos en una reacción química Por ejemplo, el número de moles de H 2 O producidas a partir de 1.57 moles de O 2 puede calcularse de la siguiente forma:

32 Relaciones estequiométricas Ejemplo Considere la combustión de butano (C 4 H 10 ), el combustible que se encuentra en los encendedores: Calculemos la masa de CO 2 producida cuando se quema 1 g de C 4 H 10. Los coeficientes de la ecuación anterior nos indican cómo la cantidad de C 4 H 10 consumida se relaciona con la cantidad de CO 2 producida: 2 moles de C 4 H 10 = 8 moles de CO 2.

33 Relaciones estequiométricas Para utilizar esta relación debemos utilizar la masa molar del C 4 H 10 para convertir los gramos de C 4 H 10 en moles de C 4 H 10. Ya que 1 mol de C 4 H 10 = 58.0 g de C 4 H 10, tenemos: Entonces podemos utilizar el factor estequiométrico de la ecuación balanceada, 2 moles de C 4 H 10 =8 moles de CO 2,para calcular los moles de CO 2 :

34 Relaciones estequiométricas Por último, podemos calcular la masa de CO 2, en gramos, utilizando la masa molar de CO 2 (1 mol de CO 2 = 44.0 g de CO 2 )

35 Relaciones estequiométricas De forma similar podemos calcular la cantidad de O 2 cantidad de H 2 O producida en esta reacción. consumida, o la Por ejemplo, para calcular la cantidad de O 2 consumida, podemos nuevamente basamos en los coeficientes de la ecuación balanceada para obtener el factor estequiométrico adecuado: 2 moles de C 4 H 10 = 13 moles de O 2 :

36 Relaciones estequiométricas La siguiente Figura resume el método general utilizado para calcular las cantidades de sustancias consumidas o producidas en las reacciones químicas. La ecuación química balanceada proporciona el número relativo de moles de reactivos y productos en la reacción.

37 Relaciones estequiométricas Ejercicios 1. Cuantos gramos de agua se producen en la oxidación de 1,00 g de glucosa C 6 H 12 O 6 C 6 H 12 O 6 + 6O 2 6CO 2 + 6H 2 O 2. El hidróxido de litio sólido se utiliza en vehículos espaciales para eliminar el dióxido de carbono exhalado por los astronautas. El hidróxido de litio reacciona con el dióxido de carbono gaseoso para formar carbonato de litio sólido y agua líquida. Cuántos gramos de dióxido de carbono puede absorber 1g de hidróxido de litio? 2LiOH + CO 2 Li 2 CO 3 + H 2 O

38 REACTIVOS LIMITANTES En las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se consume antes que los demás se denomina REACTIVO LIMITE. La reacción se detiene tan pronto como se consume en su totalidad cualquiera de los reactivos, dejando los reactivos en exceso como sobrantes Por ejemplo, suponga que tenemos una mezcla de 10 moles de H 2 y 7 moles de O 2 los cuales reaccionan para formar agua:

39 REACTIVOS LIMITANTES Debido a que 2 moles de H 2 = 1 mol de O 2, el número de moles de O 2 necesario para reaccionar con todo el H 2 es Como teníamos disponibles 7 moles de O 2 al inicio de la reacción, 7 moles de O 2-5 moles de O 2 = 2 moles de O 2 todavía estarán presentes cuando se consuma todo el H 2. Entonces el H 2 es el reactivo limitante, lo que significa que una vez que se consuma todo el H 2, la reacción se detendrá. El O 2 es el reactivo en exceso, y algo de él queda cuando la reacción se detiene.

40 Ejercicio 1 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante El proceso comercial más importante para convertir el N 2 del aire en compuestos que contengan nitrógeno se basa en la reacción de N 2 y H 2 para formar amoniaco (NH 3 ) Cuántas moles de NH 3 pueden formarse a partir de 3 moles de N 2 y 6 moles de H 2? Solución Análisis: Se nos pide calcular el número de moles de producto, NH 3 dadas las cantidades de cada reactivo, N 2 y disponibles en una reacción. Por lo tanto, éste es un problema de reactivo limitante.

41 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Estrategia: Si suponemos que un reactivo se consumió totalmente, podemos calcular cuánto del segundo reactivo se necesita en la reacción. Si comparamos la cantidad calculada con la disponible, podemos determinar cuál es el reactivo limitante. Después podemos proceder con el cálculo, utilizando la cantidad del reactivo limitante.

42 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Resolución: El número de moles de H 2 necesario para consumir totalmente 3 moles de N 2 es: Debido a que sólo están disponibles 6.0 moles de H 2 nos quedaremos sin H 2 antes de que se termine el N 2 por lo que el H 2 será el reactivo limitante.

43 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Utilizamos la cantidad de reactivo limitante, para calcular la cantidad de NH 3 producido:

44 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Observe que podemos calcular no sólo el número de moles de NH 3 formado, sino también el número de moles de cada uno de los reactivos que permanecen después de la reacción. También observe que aunque el número de moles de H 2 presentes al comienzo de la reacción es mayor que el número de moles de N 2 presentes, el H 2 sigue siendo el reactivo limitante, debido a que su coeficiente es más grande en la ecuación balanceada

45 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Considere la siguiente reacción que ocurre en una celda de combustible Esta reacción, realizada adecuadamente, produce agua y energía en forma de electricidad. Suponga que una celda de combustible se instala con 150 g de hidrógeno gaseoso y 1500 gramos de oxígeno gaseoso (cada medición está dada con dos cifras significativas). Cuántos gramos de agua puede formarse?

46 SOLUCIÓN Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Análisis: Se nos pide calcular la cantidad de un producto, dadas las cantidades de dos reactivos, por lo que se trata de un problema de reactivo limitante. Estrategia: Primero debemos identificar al reactivo limitante. Para lograrlo, podemos calcular el número de moles de cada reactivo y comparar su relación con lo requerido por la ecuación balanceada. Después utilizamos la cantidad de reactivo limitante para calcular la masa de agua que se forma.

47 Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Resolución: A partir de la ecuación balanceada, tenemos las siguientes relaciones estequiomét ricas: Si utilizamos la masa molar de cada sustancia, podemos calcular el número de moles de cada reactivo

48 Por tanto, hay más moles de H 2 que de O 2. Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante Sin embargo, los coeficientes de la ecuación balanceada indican que la reacción requiere 2 moles de H 2 por 1 mol de O 2. Por lo tanto, para que reaccionara completamente todo necesitaríamos 2 x 47 = 94 moles de H 2. Debido a que sólo hay 75 moles, éste es el reactivo limitante. Entonces, utilizamos la cantidad de H 2 para calcular la cantidad de producto formado. Podemos comenzar este cálculo con los gramos de H 2, pero podemos evitar un paso si comenzamos con las moles de H 2 que calculamos antes en el ejercicio

49 Rendimientos teóricos La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante, se conoce como rendimiento teórico. La cantidad de producto que en realidad se obtiene en una reacción se conoce como rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que (y nunca mayor que) el rendimiento teórico. No siempre es posible recuperar todo el producto de la mezcla de reacción El rendimiento porcentual de una reacción relaciona al rendimiento real con el teórico (calculado):

50 Cómo calcular el rendimiento teórico y el rendimiento porcentual para una reacción El ácido adípico H 2 C 6 H 8 O 4 se utiliza para producir nylon. El ácido se fabrica comercialmente por medio de una reacción controlada entre el ciclohexano C 6 H 12 y O 2. Suponga que lleva a cabo esta reacción comenzando con 25g de ciclohexano, y que éste es el reactivo limitante. (a) Cuál es el rendimiento teórico del ácido adípico? (b) Si obtiene 33.5 g de ácido adípico a rendimiento porcentual del ácido adípico? partir de su reacción, cuál es el

51 SOLUCIÓN Cómo calcular el rendimiento teórico y el rendimiento porcentual para una reacción Análisis: Se nos proporciona una ecuación química y la cantidad del reactivo limitante (25 g de C 6 H 12 ). Se nos pide que calculemos el rendimiento teórico de un producto (H 2 C 6 H 8 O 4 ), y después que calculemos su rendimiento porcentual si en realidad sólo se obtienen 33.5 g de la sustancia. Estrategia: (a) El rendimiento teórico, que es la cantidad calculada de ácido adípico formada en la reacción, puede calcularse utilizando la siguiente secuencia de conversiones

52 Cómo calcular el rendimiento teórico y el rendimiento porcentual para una reacción (b) El rendimiento porcentual se calcula comparando el rendimiento real (33.5 g) con el rendimiento teórico Resolución:

53 Pureza de reactivos y productos Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química pueden contener una cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, inertes y otros. Cuando se realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos reactivos. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes

54 Pureza de reactivos y productos Ejemplo Cal viva Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO 3 del 92%. Cuántos gramos de cal viva (CaO) se obtendrán por descomposición térmica de 200 g de la misma? CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) 1 mol 1 mol 1 mol Significa que en los 200 g de caliza hay exactamente 184 g de CaCO 3 puro. Con este dato se realizan los cálculos estequiométricos.

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56 Pureza de reactivos y productos Se ponen a reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con un exceso de HNO 3 y se obtienen 36.0 g de H 2 O según la reacción indicada abajo. Calcular la pureza de la muestra de Cu utilizada y el número de moles de NO formados. 3 Cu (s) + 8 HNO 3 (ac) 3 Cu(NO 3 ) 2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H 2 O (l) 3 mol 8 mol 3 mol 2 mol 4 mol

57 Pureza de reactivos y productos