stunt aid

ESTEQUIOMETRIA

Estequiometría

El procedimiento químico-matemático por medio del cual se determinan las cantidades de reaccionantes y productos que intervienen en una reacción química.

Stoicheion (elemento)

Metron (medida)

MATERIA

Es cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un espacio.

MasaMasa: e: es una magnitud relacionada con la cantidad de materia que tiene un objeto.

PesoPeso: e: es la fuerza de atracción que posee los cuerpos hacia la tierra.

¿De que depende la masa de un átomo?

Depende del número de electrones, protones y

neutrones que contiene el átomo.

¿Que es la masa atómica?

Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica

(uma)

Masa atómica (peso atómico)

Masa relativaMasa relativa

Las masas atómicas son masas relativasLas masas atómicas son masas relativas

Un perro pesa 5 veces lo que 1 pollo Un perro pesa 5 veces lo que 1 pollo

Al comparar el MISMO NÚMERO de animales, su peso Al comparar el MISMO NÚMERO de animales, su peso sigue siendo diferente en proporción 5 a 1sigue siendo diferente en proporción 5 a 1

12 perros pesan 5 veces lo que 12 pollos12 perros pesan 5 veces lo que 12 pollos


Al comparar el MISMO PESO de grupos de animales, Al comparar el MISMO PESO de grupos de animales, sus números son diferentes.sus números son diferentes.

1 perro pesa lo mismo que 5 pollos 1 perro pesa lo mismo que 5 pollos


Debido a que unos dulces pesan más que otros, no se pueden tener igual número de dulces pesando la misma masa para ambos dulces.

Sucede lo mismo para átomos o moléculas de diferentes sustancias.

Unidades de masa atómica carbono 12 como patrón

-Por acuerdo internacional un átomo del isótopo de carbono (12), presenta exactamente una masa de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.)

Peso atómico-gramo ¿un átomo de 12C tiene masa de 12 u.m.a.?� 1 mol de átomos de 12C = 12,00 g de 12C (peso

exacto por definición)

� El peso atómico de un solo elemento (en u.m.a.) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento.

Masa atómica de Na pesa 23 u.m.a. Peso atómico de Na pesa 23 g

Para cualquier elemento

masa atómica (u.m.a.) = peso atómico (g)

Mol y el número de Avogadro

Mol: es la cantidad de materia que contiene tantas entidades

elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como

átomos hay exactamente en 12 g (ó 0,012 kg) del isótopo de

carbono 12.

1 mol de átomos de 12C = 6,0221367 x 1023 partículas

Número de Avogadro

1 mol de He 6,022 x 1023 partículas de He

M. a. de H: 1.008 uma 6.022 x 1023 átomos de HM. a. de He: 4.003 uma 6.022 x 1023 átomos de HeM. a. de S: 32.07 uma 6.022 x 1023 átomos de S

M. a. (masa atómica)

1 mol6.02x1023

moléculas

1 mol6.02x1023

moléculas

1 mol6.02x1023

moléculas

1 mol6.02x1023

moléculas

1 mol6.02x1023

moléculas

15

1 mol de azufre

1 mol de hierro

1 mol de mercurio

1 mol de cobre

1 mol de carbono

Peso Fórmula (PF)

-El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos (en gramos) para cada elemento en una fórmula química, contando cada uno el número de veces que aparece en ella. Por ejemplo (PA; peso atómico)

H2SO4 (PF)=

=2(PA átomo H)+(PA átomo S)+ 4(PA átomo O)

= 2(1,0 g) +(32,0 g) + 4 (16,0 g)

= 98,0 g

No. átomos en la fórmula

X Peso atómico (g)

=Peso total de cada elemento (g)

1 Ca X 40,1 =40,1

1 C X 12,0 =12,0

3 O X 16,0 =48,0

Peso formula del CaCO3

=100,1

No. átomos en la fórmula

X Peso atómico (g)

=Peso total de cada elemento (g)

Ejemplo

Calcular el PF de sacarosa C12H22O11

Ejemplo

¿Cuántos moles de He hay en 6,46 g de He?

¿Cuántos gramos de C6H12O6 hay en 0,350 mol de C6H12O6?

Ejemplo

La masa en gramos de un mol de una sustancia es su peso molecular. La masa en gramos de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formula.

Concepto de reacción química

� “Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.

¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?

Cuando al poner en contacto dos o más sustancias:� Se forma un precipitado� Se desprenden gases� Cambia de color� Se desprende o absorbe energía (se calienta o se

enfría el recipiente)

23

2KI(ac) + Pb(NO3)2(ac) → PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NO3

-(ac)

Formación de precipitado

Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para

formar H2O

Una ecuación química es la representación de una reacción mediante el uso de símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química.

reactivos productos

Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua

Escritura de ecuaciones químicasUna ecuación química debe contener:

CaO + CO2

•Todos los productos

∆

•Las condiciones de la reacción

CaCO3

•Todos los reactivos

•El estado físico de las sustancias

(s) (s) (g)

(g) Gas ; (l) líquido; (s) sólido ; (ac) solución acuosa

26 Tipos de reacciones químicas

� SíntesisSíntesis: A + B → C 2 H2 + O2 → 2 H2O

� DescomposiciónDescomposición–Simple: A → B + C

–Mediante reactivo:AB + C → AC + BC

CaCO3 → CaO + CO2

2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO +

2 SO2

� SustituciónSustitución (desplazamiento):

AB + C → AC + BPbO + C → CO + Pb

� Doble sustituciónDoble sustitución (doble desplazamiento):AB + CD → AC + BD

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Significado de la ecuación química

2 Mg + O2 2 MgO

2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 mol MgO

2 moles Mg + 1 mol O2 produce 2 moles de MgO

48.6 g Mg + 32.0 g O2 produce 80.6 g de MgO

2 g de Mg + 1 g de O2 produce 2 g de MgO

NO ES

CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O3 2 31

1 mol de CH3CH2O

H

reaccionan con

3 moles de O2

para dar

2 moles de CO2

3 moles de H2O

y

RELACIÓN MOLAR

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.

KI + Pb(NO3)2 PbI2 + KNO3

Leyes Estequiométricas

+

ANTOINE LAVOISIERANTOINE LAVOISIER

La conservación de la masa 1782La conservación de la masa 1782

“la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción” o bien: la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma.

Leyes estequiométricas

Leyes estequiométricas

2 H2 + O2 → 2 H2O

HCl + NaOH → NaCl + H2O

C2H6 + O2 CO2 + H2O

Na2CO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

1)

2)

3)

4)

5)

Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas, 1799)

“Un compuesto químico tiene siempre la misma composición, es decir, la misma proporción en masa de los elementos que lo forman, independientemente del método empleado para obtenerlo”.

.

mA mB

A B

mAB

AB

Proust: mA

mB

= constante

� La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

C + O2 --> CO2

12 g de C + 32 g de O2 --> 44 g CO2

C + ½ O2 --> CO

12 g de C + 16 g de O2 --> 28 g CO

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2

Ley de Dalton (Ley de las Proporciones Múltiples)

• Si 2 elementos forman diferentes compuestos, las masas de uno de ellos combinados con una misma masa del otro guardan entre sí una relación de números enteros y sencillos

Elementos A y Bforman

Compuesto 1 Compuesto 2

mA + mB mA + m’B

Dalton:mB

m’B

=p

q≠ 1

se trataría del mismo compuesto

Balance de una reacción química

� Se llama balance a la búsqueda del número de moles de reactivos y productos, de tal forma, que el número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos.

� ¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos.

� Métodos de ajuste:– Tanteo (en reacciones sencillas).– Algebraicamente (en reacciones más complejas)

resolviendo un sistema de ecuaciones.

Balance de ecuaciones químicas

1. Escriba la fórmula(s) correcta para los reactivos en el lado izquierdo y la fórmula(s) correcta para el producto(s) en el lado derecho de la ecuación.

El etano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua

C2H6 + O2 CO2 + H2O

2. Cambie los números delante de las fórmulas (los coeficientes) para hacer el número de átomos de cada elemento el mismo en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices.

2C2H6 NO C4H12


3. Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo y un producto.

C2H6 + O2 CO2 + H2O empiece con C o H pero no O

2 carbonos en la izquierda

1 carbonoen la derecha multiplicar CO2 por 2

C2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hidrógenosen la izquierda

2 hidrógenosen la derecha multiplicar H2O por 3

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O


4. Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos.

2 oxígenosen la izquierda

4 oxígenos(2x2)

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

+ 3 oxígenos(3x1)

multiplicar O2 por 72

= 7 oxígenosen la derecha

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O72

quite la fracción multiplique ambos lados por 2

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O


5. Verifique para asegurarse de que tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación.

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Reactivos Productos

4 C12 H14 O

4 C12 H14 O

4 C (2 x 2) 4 C12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)

14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

Ejemplo: balancear la siguiente reacción:HBr +Fe → FeBr3 + H2

Ejemplo: balancear la siguiente reacción:HBr +Fe → FeBr3 + H2

� Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2

� H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c

� Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3

� Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes:

� a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.� Por tanto la ecuación ajustada será:

6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo:

� a) C3H8 + O2 → CO2 + H2O

� b) Na2CO3 + HCl → Na Cl + CO2 + H2O

� c) PBr3 + H2O → HBr + H3PO3

� d) CaO + C → CaC2 + CO

� e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl

5 3 4

22

33

3

2

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:

a)a) KClO3 → KCl + O2

b) b) HCl + Al → AlCl3 + H2

c) c) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:

� a)a) a KClO3 → b KCl + c O2

K) a = b; Cl) a = b; O) 3a = 2c

Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2

Multiplicando todos los coeficientes por 2:

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

� b) b) a HCl + b Al → c AlCl3 + d H2

H) a = 2d; Cl) a = 3c; Al) b = c

Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2

Multiplicando todos los coeficientes por 2:

6 HCl + 2 Al → 2 AlCl3 + 3 H2

Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico:

� a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O

� H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c

� Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;

� Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e

� Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3

� Multiplicando todos los coeficientes por 3:

� 8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

� Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu

Estequiometría de una reacción química

� Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción.

� Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.

1. Escriba la ecuación química balanceada.

2. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles.

3. Use los coeficientes en la ecuación balanceada

4. Para calcular el número de moles de la cantidad buscada

convierta los moles de la cantidad buscada en las

unidades deseadas.

Cálculos estequiométricos

Masa dereactivo

Masa dereactivo

Moles dereactivo

Moles dereactivo

Moles dereactivo

Moles deproducto

Moles deproducto

Moles deproducto

Masa deproducto

Tipos de cálculos estequiométricos.

� Con moles.� Con masas.� Con volúmenes (gases)

– En condiciones normales.– En condiciones no normales.

� Con reactivo limitante.� Con reactivos en disolución (volúmenes).

El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación

CH3OH + O2 CO2 + H2O

Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce?

Ejemplo: En la reacción : HBr + Fe → FeBr3 + H2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr3 e H2 se formarán?

¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6 mol de aluminio con ácido clorhídrico?

AgNO3 + H2S --> Ag2S + HNO3

¿Cuántos gramos de nitrato de plata se necesitan para producir 0.25 mol de sulfuro de plata?

Al +HCl --> AlCl3+ H2

Ejercicio: Se tratan 40 g de oxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1la reacción química es:

Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O

Dada la siguiente reacción, ¿cuántos gramos de HNO3, se necesitan para producir 8.75 g de monóxido de dinitrógeno?

Zn + HNO3 --> Zn(NO3)2 + N2O+ H2O

Reacciones con reactivo limitante

� Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.

� En estos casos, uno de los reactivos quedará en excesoexceso y no reaccionará todo él.

� El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitantereactivo limitante, ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.

6 verdes agotados 6 rojas sobre la izquierda

Reactivo limite

Antes del inicio de la reacción Después de completada la reacción

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

Ejemplo:

En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Calcular la masa de Al2O3 formada.

Na + H2O → NaOH + H2

Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno

Ejemplo

¿Cuánto H2SO4 se puede formar a partir de 5 moles de SO2, 2 moles de O2 y una cantidad ilimitada de agua?

SO2(g) + O2(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

Ejemplo

Na3PO4(ac) + Ba(NO3)2(ac) Ba3(PO4)2(s)+ NaNO3(ac)

¿ Qué cantidad de productos se formará a partir de 3.50 g de Na3PO4 y 6.40 g de Ba3(PO4)2 ?

¿cuántos gramos de bromuro de plata se pueden formar cuando se mezclan soluciones que contienen 50 g de MgBr2 y 100 g de AgNO3?

MgBr2(aq) + AgNO3 --> AgBr+ Mg(NO3)2 (aq)

¿cuántos gramos de AgNO3 no reaccionaron en la

reacción anterior?

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

46 g — 36 g ——— 80 g

10 g — m(H2O) — m(NaOH) ⇒ m(H2O) = 7,8 g

lo que significa que el sodio es el reactivo limitanteel sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)

m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g17,4 g

Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno

Ejercicio: Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

El rendimiento en las reacciones químicas

� En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto de la esperada a partir de los cálculos estequiométricos.

� Esto se debe a:– Los reactivos no se convierten completamente en los

productos– Perdida del producto al manipularlo.– Condiciones inadecuadas de la reacción.– Reacciones paralelas que forman otros productos.

Masa teórica es la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo se convirtiera en el producto deseado.

Masa obtenida es la cantidad de producto que en la práctica se obtiene.

mproducto (obtenida) Rendimiento = ———————— · 100 mproducto (teórica)

Ejemplo

El ácido adípico, H2C6H8O4; se fabrica por reacción controlada entre ciclohexano, C6H12 y O2

C6H12 + O2 → H2C6H8O4 + H2O

-partimos con 25.0 g de ciclohexano y que éste es el reactivo limitante. Calcular Rendimiento teórico de ácido.-si se obtienen 33.5 g de ácido en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento

Problema

Cuando la metilamina CH3NH2 se trata con ácido

ocurre la siguiente reacción:

CH3NH2(ac) + H+(ac) → CH3NH3

+(ac)

Cuando 3 g de metilamina reaccionan con 0.1 mol de

H+, se producen 2.6 g de CH3NH3+. Calcular el

porcentaje de rendimiento.

Calcular la cantidad de CCl4 que se puede obtener al reaccionar 100 g de disulfuro de carbono y 100 g de cloro. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción si en realidad se obtienen 65 g de CCl4.

CS2 + Cl2 --> CCl4 + S2Cl2

La nitroglicerina es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar por

C3H5N3O9 --> N2+ CO2+ H2O + O2

a) ¿cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos que se obtendrá a partir de 2 x 102 g de nitroglicerina?

b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reaccion si se encuentra que la cantidad de O2 producida fue de 6.55 g

Pureza de los reactivos

� La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.

� Se llama pureza al % de sustancia pura que tiene la muestra.

� m (sustancia pura)% Pureza = ———————— · 100 m (muestra)

� Ejemplo:Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos

� 96200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100

Ejemplo: El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g)

se obtiene en la combustión de el metano, CH4 (PM

= 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro

producto de la reacción es agua (PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen cuando reaccionan 1220 g de metano al 80% de pureza con 5000 g de oxígeno al 95% de pureza?

La reacción que representa la ecuación es:

Referencias

-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998.-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997.-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México. 1996. http://www.monografias.com/trabajos39/ecuacionesquimicas/ecuaciones-quimicas2.shtml#mecan

stunt aid

Education