clase 10/9

ESTEQUIOMETRIA
Estequiometría
Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una
reacción química.
Reacción química: proceso en el cual una o varias
sustancias puras (REACTIVOS) se transforman para formar
una o más sustancias nuevas (PRODUCTOS). Se
representan mediante ecuaciones químicas.
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La ecuación química
REACTIVOS
N2 (g) + 3 H2 (g)
PRODUCTOS
Fe2O3
1000 °C
500 atm
2 NH3 (g)
COEFICIENTES
ESTEQUIOMETRICOS
Ley de la conservación de la masa:
“Los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una
reacción química. Por lo tanto, una ecuación química debe
tener el mismo número de átomos de cada elemento del lado
de reactivos y de productos.”
Se dice entonces que la ecuación está balanceada.
Balanceo de una ecuación química
1. Determinar reactivos y productos
2. Escribir la ecuación química: reactivos → productos
3. Balancear la ecuación (NO introducir átomos o
moléculas que no intervengan en la reacción; ni
cambiar los coeficientes de las fórmulas químicas).
4. Verificar la ecuación igualada (mismo número total de
átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación).
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Ej.: escribir y equilibrar la reacción que interpreta la
combustión del gas butano (C4H10) en el aire. En esta
reacción el butano reacciona con oxígeno (O2) y se produce
agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).
¿Qué información nos da la ecuación química?
N2 (g) + 3 H2 (g)
1 moléc. de N2
2 NH3 (g)
3 moléc. de H2
2 át. de N
6 át. de H
28 uma de N2
6 uma de H2
2 moléc. de NH3
2 át. de N y 6 át. de H
34 uma de NH3
Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo.
También puedo hacer “relaciones cruzadas”:
28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de H para dar 2
moléculas de NH3
Todo esto es a nivel MICROSCOPICO
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A nivel MACROSCOPICO
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
1 mol de
moléc. de N2
3 moles de
moléc. de H2
2 moles de
moléc. de NH3
6,022 × 1023
moléc. de N2
3 × 6,022 × 1023
moléc. de H2
2 × 6,022 × 1023
moléc. de NH3
2 moles de
át. de N
6 moles de
át. de H
2 moles de át. de N
y 6 moles de át. de H
28 g de N2
6 g de H2
34 g de NH3
22, 4 L de N2
(en CNTP)
3 × 22, 4 L de H2
(en CNTP)
2 × 22, 4 L de NH3
(en CNTP)
También acá puedo hacer “relaciones cruzadas”
Pero no puedo mezclar el nivel “micro” con el nivel “macro”
Ej.:
Para la reacción:
CaCO3 + HCl
CaCl2 + CO2 + H2O
a) ¿Qué masa de CaCO3 necesito para obtener 5,12 L de
CO2 en CNPT?
b) ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar?
c) ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido?
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Exceso y defecto
“Reacción” del sandwich de queso:
P+Q→S
El pan y el queso son los reactivos. El sandwich es el producto.
Si tengo 7 panes y 5 rodajas de queso, ¿cuántos sandwiches
puedo armar?
Rta: 5 sandwiches
La cantidad de
queso me limita la
reacción.
El queso es el
reactivo limitante
Exceso y defecto
Cuando uno de los reactivos se ha consumido totalmente la
reacción química se detiene y no se forman más
productos
REACTIVO LIMITANTE
reactivo que se ha consumido en su totalidad
REACTIVOS EN EXCESO
reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria
para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante
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Ejemplo:
¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se formarán si mezclamos
2 g de H2SO4 con 3 g de Al(OH)3?
Pureza
La mayor parte de las sustancias que se emplean en el
laboratorio (reactivos) no son tienen una pureza del 100 %,
sino que poseen una cantidad determinada de otras
sustancias no deseadas llamadas impurezas.
Masa muestra = masa sust. pura + masa impurezas
Ejemplo:
Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g
de una muestra de NaCl 99,4%.
Para calcular la cantidad de un producto utilizando la
ecuación química es necesario primero calcular la cantidad
de reactivos puros que se tienen
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Rendimiento
Cantidad teórica
La cantidad de producto
que se podría obtener con
las cantidades de reactivos
que se tienen
>
Cantidad real
La cantidad de producto
que se obtiene realmente
en una reacción
Motivos: pérdidas del equipo; reacciones reversibles; difícil
recuperación del producto; reacciones secundarias
Cantidad real (producto)
Rendimiento % =
× 100 %
Cantidad teórica (producto)
R% = ( mobtenida / mesperada ) x 100
R% = ( nobtenidos / nesperados ) x 100
Ej.: En la combustión de 702 g de octano (C8H18) se
producen 1,84 kg de CO2. ¿Cuál es el rendimiento
porcentual de CO2?
1. Escribir la ecuación química equilibrada
2. Calcular la cantidad teórica (esperada) de CO2 para la
combustión de 702 g de octano.
3. Calcular el rendimiento porcentual del CO2 sabiendo
que se obtuvo 1,84 kg
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Ej.: se hacen reaccionar 30g de Fe(OH)3 (90% de pureza) con
100g de H2SO4 (80% de pureza), y se sabe que la reacción
de formación de Fe2(SO4)3 tiene un rendimiento del 70%.
Calcular los gramos de sal neutra obtenidos.
EQUIVALENTE QUIMICO
H2SO4 + 2 NaOH Æ Na2(SO4) + 2 H2O
1 mol
98 g
2 moles
2 × 40 g
1 mol
142 g
2 moles
2 × 18 g
“x” equiv
“x” equiv
“x” equiv
“x” equiv
Conviene definir una cantidad tal que podamos decir:
“x” de H2SO4 reacciona con “x” de NaOH para dar “x” de
Na2(SO4) y “x” de H2O
Entonces, se define el equivalente.
Pero… ¿cuántos equivalentes hay en un mol de cada uno de
los compuestos?
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H2SO4 + 2 NaOH Æ Na2(SO4) + 2 H2O
Acidos
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de H+ pierde
el ácido.
En este caso: 1 mol de H2SO4 → 2 equiv. de H2SO4
¿Y cuánto pesa un equivalente de H2SO4?
1 mol pesa 98 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de H2SO4 pesa 49 g
PEq (H2SO4) = PM / 2 = 49 g/ eq
nro. de moles de H+
que perdió el ácido
PEq (ácido) = PM / (nro. de moles de H+ perdidos)
H2SO4 + 2 NaOH Æ Na2(SO4) + 2 H2O
Bases
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de OH- pierde
la base.
En este caso: 1 mol de NaOH → 1 equiv. de NaOH
¿Cuánto pesa un equivalente de NaOH?
1 mol pesa 40 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de NaOH pesa 40 g
PEq (NaOH) = PM / 1 = 40 g/ eq
nro. de moles de OHque perdió la base
PEq (base) = PM / (nro. de moles de OH- perdidos)
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H2SO4 + 2 NaOH Æ Na2(SO4) + 2 H2O
Sales
En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de cargas (+)
ó (-) tiene la sal.
En este caso: 1 mol de Na2(SO4) → 2 equiv. de Na2(SO4)
¿Cuánto pesa un equivalente de Na2(SO4) ?
1 mol pesa 142 g (ése es el PM)
Entonces, 1 equiv. de Na2(SO4) pesa 71 g
PEq (NaOH) = PM / 2 = 71 g/ eq
nro. de cargas (+) ó (-)
PEq (sal) = PM / (nro. de moles cargas (+) ó (-))
H2SO4 + 2 NaOH Æ Na2(SO4) + 2 H2O
1 mol
2 moles
1 mol
2 moles
98 g
2 × 40 g
142 g
2 × 18 g
2 equiv
2 equiv
2 equiv
2 equiv
Otra reacción:
H2SO4 + NaOH
1 mol
1 mol
98 g
40 g
1 equiv
1 equiv
Æ
Na(HSO4) +
1 mol
120 g
1 equiv
H2O
1 mol
18 g
1 equiv
Para trabajar con equivalentes es necesario saber cuáles
son los productos de reacción
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Ejemplo:
Calcular cuántos equivalentes hay en 150 g de ácido
sulfúrico. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se
necesitan para que reaccione todo el ácido para formar
sulfato de sodio?
1. Calcular el Peq
esa masa
ÁCIDO
y la cantidad de equivalentes para
2. Calcular el Peq HIDRÓXIDO y la masa necesaria para
igualar los eq de ácido presentes. (Recordar que la
reacción es equivalente a equivalente)
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