UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS GUIA DE CLASE No 8 NOMBRE DE LA ASIGNATURA TÍTULO DURACIÓN BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA DOCENTES Química General UNIDADES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA 8 horas Whitten K. Davis R. Peck l. Química General, Octava Edición. Cengage Learning, México 008. Chang Raymond. Química. Novena Edición. Mc Graw Hill, México 007. Sonia Torres Luisa Fda. Navarrete R. Martha A. Novoa COMPETENCIAS Comprende e identifica el concepto de ecuación química. Interpreta y aplica adecuadamente las diferentes relaciones estequiométricas en la resolución de problemas reales. CONCEPTUALIZACIÓN MASA ATÓMICA: Es la media de las masas isotópicas ponderada de acuerdo a la abundancia en la naturaleza de los isótopos del elemento. Se expresa en u.m.a. UNIDAD FÓRMULA-COMPUESTO IÓNICO: Es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. Corresponde a la fórmula química. MASA FÓRMULA: Es la masa de una unidad fórmula en uma. MASA MOLECULAR: Es la masa media ponderada de una molécula expresada en u.m.a. MOL: Es la unidad química de cantidad de sustancia, que contiene el mismo número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones) que el número de átomos de C-1 que hay exactamente en 1 g. El número de entidades elementales en 1 mol es 6.03X10 3 y se denomina NÚMERO DE AVOGADRO. Es semejante a expresar que una docena son 1 unidades. MASA MOLAR: Es la masa de un mol de átomos para un elemento o de un mol de moléculas para un compuesto molecular o de un mol de unidades fórmula para un compuesto iónico, expresada en g/mol. LEY DE LA 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. FÓRMULAS MÍNIMAS Y MOLECULARES: la fórmula mínima o empírica de un compuesto es la proporción más pequeña de números enteros de átomos presentes. La fórmula molecular indica el número real de átomos presentes en una molécula del compuesto y corresponde a un múltiplo entero (n) de la fórmula mínima, de modo que: Masa molecular n Masa fórmula mínima 1
Tener en cuenta que: 1 átomo de Cl tiene una masa de 35.5 uma y 1 mol de Cl tiene una masa de 35.5g 1 molécula de H O tiene una masa de 18 uma y 1 mol de H O tiene una masa de 18g Para los ejemplos anteriores: 1 mol de Cl = 35,5 g = 6,0x10 3 átomos de Cl MgCl = 95,1g MgCl = 6,0x10 3 unidades fórmula de MgCl H SO = 98,06g H SO = 6,0x10 3 moléculas de H SO Para hacer interconversión de unidades es importante tener en cuenta las masas molares expresadas en g/mol y la mol como unidad de cantidad de sustancia Por mol de moléculas del compuesto H SO es decir en 98,06 g se tiene: moles de átomos de H 1 mol de átomos de S moles de átomos de O ESTEQUIOMETRÍA: describe las relaciones cuantitativas entre elementos en los compuestos y entre sustancias cuando éstas experimentan cambios químicos; se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en el principio fundamental de la ley de la conservación de la masa. A continuación se observa en el diagrama aspectos importantes que se relacionan en estequiometría. ESTEQUIOMETRÍA Ley de la conservación de la materia Ecuaciones Químicas Balanceo Relaciones Ensayo y error Redox Ión - electrón Mol - Mol Masa - Masa Mol - Masa Reactivo límite Rendimiento reacción
Ejemplo 1. Cuántas moles de átomos de Fe y cuántos átomos de Fe hay en.5 g? de átomosfe.5g Fe 0. 076 mol de átomos de Fe 55.85 g Fe 3 de átomosfe 6.0x10 átomos.5g Fe.58x10 55.85 g Fe de átomos Fe àtomosfe Ejemplo. Cuántas moléculas y cuántas moles hay en 13 g de H SO? 3 HSO 6.0x10 moléculas 13g HSO 7,55* 10 98,06g H SO H SO 3 moléculas H SO 13g H mol H SO SO 1, 5 98,06g HSO Ejemplo 3. Cuántos átomos de H y cuántas moles de O hay en 13 g de H SO? 3 HSO mol H 6.0x10 átomos de H 13g HSO 1,51* 10 98,06g H SO H SO H átomos H HSO molo 13g HSO 5, 0 mol O 98,06g H SO H SO Ejemplo. Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene,% de Cu; 7,0% de Cl y 8,8% de O. Por conveniencia se toma una base de cálculo del compuesto de 100 g ya que los datos están en porcentaje, de modo que se tienen:. g Cu, 7,0 g Cl y 8.8 g de O Se halla el número de moles de cada elemento: Moles de Cu: Cu.gCu 0. 3809molCu 63.5gCu 3
Moles de Cl Cl 7.0gCl 0.760molC1 35.5gCl Moles de O O 8.8gO 3. 050molO 16.00gO En una fórmula química los elementos que la forman se encuentran en proporción de números enteros y los valores obtenidos en moles no lo son, por tanto se elige el menor valor y se divide cada resultado: 0.3809mol 1 0.3809mol Para Cu: 1 0.760mol 1.995 0.3809mol Para Cl: Para O: 8 La fórmula mínima o empírica es: CuCl O 8 3.050mol 8.007 0.3809mol Ejemplo 5. La masa molecular de la cafeína es 19 uma y su fórmula empírica es C H 5 N O, cuál es la fórmula molecular de la cafeína? Masa molecular n Masa fórmula mínima Masa fórmula mínima: 97 u.m.a. 19uma n 97uma Fórmula molecular = (C H 5 N O) = C 8 H 10 N O Ejemplo 6: Una muestra de 1.000 g de alcohol se quemó en oxígeno y produjo 1.913 g de CO y 1.17 g de H O. El alcohol solamente contiene C, H y O. Cuál es la fórmula mínima del alcohol? Del CO producido se determina las moles de carbono presente en la muestra, mientras que del H O, el H; en cuanto al oxígeno se realiza por diferencia con respecto a la cantidad inicial:
g O = 1.000 g ( 0.5 + 0.130)g = 0.38 g Para determinar la relación molar se divide por el elemento que se encuentra en menor cantidad de moles. C: (0.035 / 0.018) = 1.99 H: (0.130 / 0.018) = 5.96 O: (0.018 / 0.018) = 1 Ahora se redondean las cantidades al número entero próximo. La fórmula empírica del compuesto es C H 6 O C: 1.99 H: 5.96 6 O: 1 RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS: Cuando una ecuación química está correctamente balanceada nos indica las cantidades exactas de reactivos y productos involucrados en ella, los coeficientes nos indican las moles, las cuales se pueden convertir a gramos, empleando los llamados factores unitarios. - Reactivo Límite: se define como aquel que en una reacción química se encuentra en una proporción menor que la dada por la estequiometria de la misma, por tanto se consume totalmente y determina la cantidad de producto a formarse. - Rendimiento Reacción: en una reacción química no siempre se obtiene la cantidad de producto calculado por estequiometria de la reacción es decir, que la eficiencia de la reacción no es del 100%. Para determinar el rendimiento de la reacción se emplea la siguiente fórmula: Ejemplo 7: Interpretar la siguiente ecuación: CH + O CO + H O - Reacciona un mol de CH con dos moles de O, para producir un mol de CO y dos moles de H O. 5
- Las moles de cada especie se pueden convertir a gramos con las respectivas masas molares: 1 mol CH = 16 g. mol O = 6 g. 1 mol CO = g. mol H O = 36 g. Ejemplo 8: De acuerdo con la ecuación del ejemplo anterior, cuantas moles de oxígeno son necesarias para que reaccionen 7 moles de metano. Moles O moles O 7 moles CH * 9 moles O CH Ejemplo 9: De acuerdo con la ecuación del ejemplo 7, calcule la masa de oxigeno que se requiere para que reaccionen completamente gramos de CH. g O CH molo 3gO g CH * * * 96 g O 16 g CH CH O Ejemplo 10: El proceso comercial más importante para convertir N del aire en compuestos nitrogenados se basa en la reacción de N y H para formar amoniaco (NH 3 ): N (g) + 3H (g) NH 3 (g) Cuántas moles de NH 3 se pueden formar a partir de 3,0 moles de N y 6,0 moles de H? - Al suponer que un reactivo se consume por completo, se puede calcular la cantidad del segundo reactivo que se requiere en la reacción. Al comparar la cantidad calculada con la cantidad disponible, se determina cuál de los dos es el reactivo limitante. - Moles de H requeridos para que se consuma totalmente 3,0 moles de N : - Como sólo se tienen 6,0 moles de H, éste se acabará antes que desaparezca todo el N, así que H es el reactivo limitante, por tanto se usa la cantidad de reactivo limitante, H, para calcular la cantidad de NH 3 producida: - La siguiente tabla resume la solución del ejemplo: N (g) + 3H (g) NH 3 (g) Cantidades iníciales: 3,0 moles 6,0 moles 0 mol Cambio (reacción): -,0 mol - 6,0 moles +,0 moles Cantidades finales: 1,0 mol 0 mol,0 moles 6
- Es importante señalar que los resultados no sólo se pueden expresar en moles de NH 3 formados, sino también en gramos. Ejemplo 11: Una muestra de 15,6 g de C 6 H 6 reacciona con HNO 3 en exceso. Se aíslan 18,0 g de C 6 H 5 NO. Cuál es el rendimiento de la reacción? - Plantear la ecuación de reacción balanceada: C 6 H 6 + HNO 3 C 6 H 5 NO + H O - Calcular el rendimiento teórico de C 6 H 5 NO Si la totalidad de C 6 H 6 se convierte en C 6 H 5 NO, al aislar el producto se deberían obtener,6 gramos (rendimiento teórico del 100 %) sin embargo se aíslan sólo 18,0 gramos (rendimiento experimental), por tanto el rendimiento de la reacción llevada a cabo será: EJERCICIOS 1. Un compuesto está formado por 0% C, 6.6% H y 53.% O en masa. La masa molecular del compuesto es 180 uma. Determine sus fórmulas empírica y molecular.. El colesterol un compuesto que puede causar endurecimiento de las arterias, tiene una masa molecular de 386 uma y la siguiente composición porcentual en masa: 8.0% C, 11.9% H y.1% O. Cuál es la fórmula molecular del colesterol? 3. El nitrobenceno, C 6 H 5 NO (13.1 g/mol) se obtiene por reacción entre el benceno, C 6 H 6 (78.1 g/mol) y el ácido nítrico, HNO 3 (63.0 g/mol), y agua como otro producto de reacción (18.0 g/mol). Si una muestra de 50 g de benceno reacciona con suficiente ácido nítrico, Cuántos g de nitrobenceno se producen?. Cuál es la masa en gramos de 6.0x10 1 átomos de mercurio? R..0 g 5. El Cobre metálico tiene una densidad de 8.96 g/cc. Qué volumen en litros ocuparán moles de Cobre? R. 0.08 L 6. Cuántos átomos de H y cuántos de N hay en 500 g de etilamina: C H 7 N? R.,68x10 5 átomos H 6.68x10 átomos de N 7. Para una muestra de 180 cc de C 6 H 6 líquido de densidad 0.88 g/cc, calcular: a) Masa de benceno b) átomos de C en la muestra. R. a) 158. g b) 7.3x10 átomos de C 8. El dióxido de carbono, CO (.0 g/mol) se obtiene en la combustión de metano CH (16.0 g/mol) con oxígeno O (3.0 g/mol), dando agua como otro producto de la reacción. Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen al reaccionar 50.0 g de metano con 600.0 g de oxígeno? 9. El carburo de silicio se obtiene por reacción de dióxido de silicio con Carbón tipo grafito, según la siguiente ecuación de reacción sin balancear: 7
SiO + C calor SiC + CO Si se mezclan 150g de SiO con 101,5 g de C: a. Qué cantidad en gramos se produce de SiC? R. 0.09g b. Cuál es reactivo límite? R. SiO c. Cuál es el reactivo en exceso y qué cantidad en gramos queda sin reaccionar? R. 11.6g c. Qué cantidad en moles se producen de CO? R. 5 moles 10. El nitrato de plata sólido sufre descomposición térmica para formar plata metálica, dióxido de nitrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso. Escribir la ecuación química para esta reacción. De la descomposición de una muestra de 0.7 g de AgNO 3 se obtuvo una muestra de 0.3 g de plata metálica. Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 11. Una tira de zinc metálico que pesa,00 g se coloca en una disolución acosa que contiene,50 g de nitrato de plata, llevándose a cabo la siguiente reacción: Zn (s) + AgNO 3 (ac) Ag (s) + Zn(NO 3 ) (ac) Determine a) el reactivo limitante, b) cantidad (g) de Ag a formarse, c) cantidad (g) de Zn(NO 3 ) que se forma. 1. Imagine que se está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual una mina de hierro que contiene Fe O 3 se convierte en hierro. En sus pruebas, realiza la siguiente reacción a pequeña escala: Fe O 3 (s) + 3CO (g) Fe (s) + 3CO (g) a) Si se parte de 150 g. de Fe O 3 como reactivo limitante, cuál será el rendimiento teórico de Fe? b) Si el rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87,9 g, calcule el % de rendimiento de la reacción. BIBLIOGRAFÍA BROWN, LEMAY, BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Décima primera edición. México 009. SHERMAN A. SHERMAN J. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Compañía editorial Continental. México1999. REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thomson. España 006. ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company. New York. 001. 8