2 - Bivir

Capitulo 5: Reacciones químicas
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Nomenclatura quimica de comp. Inorgánicos
Ecuaciones químicas
Patrones de reactividad química
Tendencias de grupos de metales activos
Tendencias de grupos de no metales activos
Concepto del mol, masa atómica y peso atómico.
Fórmula empírica o mínima
Determinación de la masa de sus componentes en
una reacción química.
Ing. Virginia Estebané
1
Nombre de los compuestos
inorgánicos
!
!
!
!
Para obtener información de una sustancia es
necesario conocer su fórmula y nombre.
La asignación de nombres a las sustancias se
denomina nomenclatura química.
La nomenclatura química se apoya en reglas
basadas en la división de las sustancias en
diferentes categorias.
La división principal es entre compuestos
orgánicos e inorgánicos.
Ing. Virginia Estebané
2
Nombre de los compuestos
inorgánicos (continuacíon)
!
!
!
Los compuestos orgánicos contienen carbono, por
lo regular en combinación con hidrógeno,
oxígeno, nitrógeno o azufre.
Los demás compuestos se denominan
inorgánicos.
Consideraremos las reglas para nombrar
compuestos inorgánicos en tres categorías :
compuestos iónicos, compuestos moleculares y
ácidos.
Ing. Virginia Estebané
3
Nombre y fórmulas de
compuestos iónicos
!
Recuerde que los compuestos iónicos por
lo regular consisten en combinaciones
químicas de metales y no metales.
!
Los metales forman los iones positivos
(cationes), y los no metales los negativos
(aniones).
Ing. Virginia Estebané
4
Nomenclatura de Compuestos ionicos
binarios
1. Catión monoatomico que no tiene carga variable (tipo I) : Se
menciona solamente el nombre del elemento. Ej : Zn2+=Cinc Los
iones metálicos que no tienen carga variable son los iones del grupo 1A, 2A, Al 3+,
Ag+, Zn+2
2.- Catión monoatómico que tiene carga variable (tipo II): En el nombre
del metal use número romano en un paréntesis para indicar la carga.
Ej: Fe 2+= ion fierro (II) o ion ferroso,
Fe 3+ = ion fierro (III) o ion férrico
3. Anión monoátomico: Se menciona la raíz del elemento + -uro (-ido
en caso del Oxígeno). Ej: Cl− =Cloruro, O 2- =Oxido, H -=hidruro
4.- Mencionar el anión, luego el catión. En la escritura es en el orden
inverso. Ej: ZnCl2=Cloruro de Cinc, FeCl2 = Cloruro de Fierro(II) o cloruro
ferroso
Ing. Virginia Estebané
5
Nomenclatura de Compuestos ionicos
( aniones y cationes poliatómicos)
!
Hay algunos compuestos que estan formados por cationes y aniones
poliatómicos
!
Los aniones poliatómicos sencillos tienen también nombres que
llevan las mismas terminaciones que los aniones monoatómicos . Ej:
OH - ion hidróxido, CN - ion cianuro, O22- ion peróxido
!
Los siguientes dos cationes poliatómicos son los únicos que
encontraremos con frecuencia en este curso: NH4+ = ion amonio,
H3O + = ion hidronio.
!
Mencionar el anión, luego el catión, en la misma forma que los
compuestos binarios . En la escritura es en el orden inverso. Ej:
NH4Cl = cloruro de amonio, Fe(OH)3= hidróxido de fierro (III) o
hidróxido férrico.
Ing. Virginia Estebané
6
Nomenclatura de Compuestos ionicos.
Oxianiones
!
Oxianiones: Aniones Poliátomicos ( de muchos
!
átomos) que contienen oxígeno
Asignación de la Terminación:
-ato: Al oxianión más común
-ito: Al oxianión que tiene la misma carga pero un átomo menos
de Oxígeno. EJ: NO3- nitrato, NO2- nitrito
!
Oxianiones de los halógenos:
ClO4-
perclorato (un Oxígeno más que el clorato)
ClO3- ion clorato
ClO2-
ion clorito (un Oxígeno menos que el clorato)
ClO-
hipoclorito (un Oxígeno menos que el clorito)
Ing. Virginia Estebané
7
Nomenclatura de Compuestos
ionicos. Oxianiones (continuación)
!
Oxianión con Hidrógeno: Se agrega la palabra
hidrógeno o dihidrógeno, según sea apropiado, al
nombre del anión libre de hidrógeno.
CO3-2 ion carbonato
PO4-3 ion fosfato
HCO3- ion hidrógeno carbonato
H2PO4- ion dihidrógeno fosfato
!
Ej: Na NO3 = Nitrato de sodio
Na ClO = Hipoclorito de sodio
NaHCO3 = Hidrógeno Carbonato de sodio o
bicarbonato de sodio
Ing. Virginia Estebané
8
Nombre y fórmulas de compuestos
moleculares binarios
Compuestos binarios (Tipo III):
! Compuestos Moleculares binarios: Combinaciones de dos
elementos no metálicos.
!
!
Para nombrarlos se utilizan nomenclatura similar a la de
los compuestos ionicos.
Se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos
de cada elemento. Nunca se usa el prefijo mono con el
segundo elemento.
Cl2O monóxido de dicloro
NF3 trifluoruro de nitrógeno
N2O4 tetróxido de dinitrógeno P4S10 decasulfuro de tetrafósforo
Cuando el prefijo termina en a u o y el nombre del anión comienza con vocal, por lo regular se
omite la a u o.
Ing. Virginia Estebané
9
Compuesto binario?
Si
Metal presente?
NO
Tipo III:
Use prefijos.
Si
El metal forma más
de un catión?
No
Si
Tipo I:
Mencione el elemento
para el catión.
Tipo II:
Determine la carga del cation;
use un número romano después del
nombre del elemento para el cation
Ing. Virginia Estebané
10
Aniones y cationes comunes
Carga
1-
2-
31+
2+
3+
Fórmula
HFClBrICNOHO2O22S2-
Nombre
Ion hidruro
Ion fluoruro
Ion cloruro
Ion bromuro
Ion yoduro
Ion cianuro
Ion hidróxido
Ion óxido
Ion peróxido
Ion sulfuro
N3H+
Li+
Na+
K+
Cs+
Ag+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Zn2+
Cd2+
Ion nitruro
Ion hidrógeno
Ion litio
Ion sodio
Ion potasio
Ion cesio
Ion plata
Ion magnesio
Ion calcio
Ion estroncio
Ion bario
Ion zinc
Ion cadmio
Al3+
Ion aluminio
Fórmula
C2H3O2ClO3ClO4NO3MnO4-
Nombre
Ion acetato
Ion clorato
Ion perclorato
Ion nitrato
Ion permanganato
CO32CrO42Cr2O72SO42PO43NH4+
Cu+
Ion carbonato
Ion cromato
Ion dicromato
Ion sulfato
Ion fosfato
Ion amonio
Ion cobre(I) o cuproso
Co2+
Cu2+
Fe2+
Mn2+
Hg22+
Hg2+
Ni2+
Pb2+
Sn2+
Cr3+
Fe3+
Ion cobalto(II)
Ion cobre(II) ó cúprico
Ion hierro(II) ó ferroso
Ion manganeso(II)
Ion mercurio(I)
Ion mercurio(II)
Ion níquel(II)
Ion plomo(II)
Ion estaño(II)
Ion cromo(III)
Ion hierro(III)
Ing. Virginia Estebané
11
Nombre y fórmulas de ácidos
!
!
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Sustancia cuyas moléculas producen iones hidrógeno (H+)
cuando se disuelven en agua.
La fórmula química de un ácido comienza con el Hidrógeno
(H) como primer elemento,ej. HCl.
Acidos basados en aniones cuyo nombre termina en
-uro. Están asociados a ácidos cuyo nombre comienza con la
palabra ácido y termina con -hídrico.
Anión
Acido correspondiente
Cl- (cloruro)
HCl (ácido clorhídrico)
S2-(sulfuro)
H2S (ácido sulfhídrico)
Ing. Virginia Estebané
12
Nombre y fórmulas de ácidos (continuación)
!
!
!
Acidos basados en oxianiones cuyo nombre termina en -ato o
-ito.
Terminación del OXIANION
Terminación del ACIDO
-ato
-ico
-ito
-oso.
Los prefijos del nombre del anión se conservan en el nombre
del ácido.
Anión
Acido correspondiente
ClO- (hipoclorito)
HCLO (ácido hipocloroso)
ClO2- (clorito)
HClO2 (ácido cloroso)
ClO3- (clorato)
HClO3 (ácido clórico)
ClO4- (perclorato)
HClO4 (ácido perclórico)
Ing. Virginia Estebané
13
Contine
oxianión?
No
Si
Acido o tipo I y II
Relacione la cantidad de Ox.
con la terminación del anión
Tipo I y II: Raíz de anion +
-uro o -ido
Acido: Acido + (raiz del
anion) – hidrico
-ito
-ato
(Raiz del oxianion)
+ - ito
(Raiz del oxianion)
+ -ato
Acido: Acido (raiz
del anion) + -oso
Acido: Acido ( raiz
Ing. Virginia Estebané
del anion) + ico
14
Ley de la Conservación de la
masa
!
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ESTEQUIOMETRIA: Es la rama de la química que se
encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masas y los
volúmenes de los reactivos y los productos que participan en
una reacción química.
La estequiometría se basa en la Ley de la conservación de la
masa establecida por Lavoisier (1789), que dice: “Los átomos
no se crean ni se destruyen durante una reacción química,
solo implica un reacomodo de ellos”.
Por ende, la masa total de los productos de una reacción
química es igual a la masa total de los reactivos.
Ing. Virginia Estebané
15
Ecuaciones químicas
!
Las ecuaciones químicas describen a las reacciones
químicas.
2H2 + O2
Reactivos: sustancia de partida
2H2O
Productos: sustancias que se
producen
Leemos el signo + como “reacciona con” y la fecha como “produce”
!
!
Los números antes de cada compuesto son Coeficientes
estequiométricos:Proporcionan la relación que existe entre
reactivos y productos.
Los números subíndices de cada elemento.- dan la relación
de átomos en la molécula (nunca se modifican en una
ecuación).
16
Ecuaciones químicas y balanceo
Símbolo
H2O
Significado
Composición
1 molécula de agua
2 átomos H y 1 at. O
2H2O
2 moléculas de agua
4 átomos H y 2 at. O
H2O2
1 molécula de peroxido de H
2 átomos H y 2 at. O
!
!
Para cumplir con la Ley de la conservación de la
masa las ecuaciones químicas se balancean.
En una ecuación balanceada deberá contener los
coeficientes enteros más pequeños posibles
CH4 + O2
CH4 + 2 O2
CO2 + H2O
(no balanceada)
CO2 + 2 H2O (balanceada)
Ing. Virginia Estebané
17
Ecuaciones químicas y balanceo
Balanceo por el método matemático: Ejemplo.AlCl3 + H2
Al + HCl
A
B
C
D
1o :Asigna una letra a cada compuesto de la reacción química
2o: Se establece las ecuaciones matematicas y luego se le asigan a cualquier letra el
valor de dos, para obtener los valores correpondientes de las demás letras
Al
A=C
H
B= 2D
Cl
B=3C
A= 2 por lo tanto C=2
6=2D por lo tanto D=3
B=3(2)=6
3o : A cada valor encontrado son los coeficientes estequiométricos de la reacción
química:
2Al + 6 HCl
2AlCl3 + 3 H2
18
Patrones de reactividad química
Podemos predecir lo que sucederá en una reacción
si hemos visto una reacción similar antes
! La tabla periódica nos permite predecir el resultado
de una reacción, porque todos los elementos de una
familia se comportan de manera similar.
2NaOH(ac) + H2 (g)
Ej.2Na (s) + 2H2O (l)
!
por lo tanto con el potasio sera:
2K(s) + 2H2O(l) 2KOH(ac)+ H2(g)
(s) sólido o ↓ (en productos)
(l)
(g) gas o ↑ ( en productos)
(ac) acuoso
Ing. Virginia Estebané
líquido
19
Clasificación de las reacciones
químicas.
Una clasificación sencilla de las reacciones
quimicas ordinarias son:
1. Combustión
2. Formación o combinación
3. Descomposición
!
20
Reacciones de combustión
Son reacciones rápidas que producen una
flama donde interviene el oxígeno, o sea, es el
quemado o combustión de hidrocarburos en
presencia de aire.
3CO2(g) + 4H2O(l)
Ej. C3H8(g) + 5O2(g)
!
propano
!
oxígeno
dióxido de carbono
agua
En general, cuando quemanos hidrocarburos,
éstos reaccionan con el O2 para formar CO2 y
H2O.
Ing. Virginia Estebané
21
Reacciones de Formación o
Síntesis
!
Es una reacción de combinación: Dos o
más reactivos se combinan para formar un
solo producto: A + B
C
Ejemplos:
2H2(g) + O2(g) →2 H2O(g)
N2(g) +3H2(g) → 2 NH3(g)
Ing. Virginia Estebané
22
Reacciones de Descomposición
!
Son reacciones en donde un solo reactivo
se rompe para formar dos o más sustancias:
C
A + B
Ejemplos:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
3N2H4(l) → 4 NH3(g) + N2(g)
Ing. Virginia Estebané
23
Otros patrones de Reactividad
quimica
!
!
!
Podemos predecir una reacción química
dependiendo de sus reactivos.
Hay tendencia de predicción en elementos
metalicos y no metales activos
Es importante la observación, porque sí se conoce
como actúa algún integrante de un grupo o
familia, como consecuencia, se puede predecir la
reacción de los demás integrantes de esa familia
Ing. Virginia Estebané
24
Tendencias de grupo de metales Activos.
Grupo 1A: Metales alcalinos
PROPIEDADES FISICAS:
- Todos tienen lustre metálico plateado y alta conductividad térmica y
eléctrica.
- Varian en forma regular conforme aumenta el número atómico, se
incrementa la densidad y se disminuye el punto de fusión.
! PROPIEDADES QUIMICA:
Todos son muy reactivos debido a su I1 que es muy baja y facilmente
se les puede quitar su electrón s exterior para formar iones 1+.
M
M+ + e- Reaccionan con agua para producir un hidróxido e hidrógeno gaseoso.
!
2M(s) + H2O
Ing. Virginia Estebané
2MOH(ac) + H2(g)
25
Tendencias de grupo de metales Activos.
Grupo 1A: Metales alcalinos (continuación)
- Se combinan con la mayor parte de los no metales.
Ej: 2M(s) + H2(g)
2MH(s)
Hidruros
2M(s) + Cl2(g)
2MCl(s)
Cloruros
2M(s) + S(s)
M2S(s)
Sulfuros
- Las reacciones con el Oxígeno son más complejas:
Litio + Oxigeno
Oxido de Litio, 4Li + O2
2Li2O
Sodio + Oxígeno Peróxido de sodio, 2Na + O2
Na2O2
Potasio
Superóxido de Potasio,
Rubidio + Oxígeno
Rubidio y Cesio
Cesio
Ej: K + O2
KO2
26
Tendencias de grupo de metales Activos.
Grupo 2A: Metales alcalinotérreos
PROPIEDADES FISICAS:
- Todos son sólidos. En comparación con los metales alcalinos son más
duros y más densos y funden a tamperaturas más altas
- En el grupo disminuye el Punto de fusión y aumenta la densidad.
! PROPIEDADES QUIMICAS:
- Son menos reactivos que los alcalinos, porque su I1 es más baja.
- La tendencia de reactividad o I1 creciente dentro del grupo se
manifiesta en el comportamiento de los elementos hacia H2O
a) El Be no recciona con el agua
!
b)El Mg no reacciona con el agua, pero sí con el vapor de agua
Mg(s) + H2O
MgO(s) + H2(g)
c)El Ca y los elementos que están abajo reaccionan fácilmente con agua a temperatura
ambiente. Ca(s) + 2H2O(l)
Ca(OH)2(ac) + H2(g)
27
Tendencias de grupo de metales Activos. Grupo
2A: Metales alcalinotérreos (continuación)
- Tienden a perder sus e- exteriores y formar iones 2+.
Mg(s) + Cl2(g)
MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g)
2MgO(s)
- Los metales más pesados son más reactivos (Ca, Sr y Ba) que el Mg
hacia los no metales, por lo que, se deben proteger contra la
oxidación por O2 y H2O.
- Al igual que los iones 1+ de los metales alcalinos, los iones 2+ de los
alcalinotérreos tienen una configuración de gas noble.
- Los alacalinotérreos tienen flamas características. EJ: La flama del
calcio es rojo ladrillo, la del estroncio es rojo carmesí, la del bario
es verde.
Ing. Virginia Estebané
28
Tendencias de grupo de no metales selectos.
Hidrógeno
PROPIEDADES FISICAS:
- Aunque se coloca arriba de los metales alcalinos es un no metal que
ocurre como gas diatómico incoloro, H2 (g)
- En tanto los óxidos y cloruros de los metales suelen ser sólidos a
temepratura ambiente, HCl es un gas y H2O es un liquído
! PROPIEDADES QUIMICAS
- Su I es mayor que la de los metales activos, es comparable a la del
oxígeno y el cloro.
- Reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares.
Estas reacciones suelen ser muy exotérmicas
!
Ej : 2H2(g) + O2(g)
2H2O(l)
- Reacciona con los metales activos para formar hidruros metálicos
sólidos. Ej: 2Na(s) + H2(g)
2NaH(s)
Ing. Virginia Estebané
29
Tendencias de grupo de no metales selectos.
Grupo 6A
PROPIEDADES FISICAS:
- El O es un gas incoloro a tamperatura ambiente y se encuentra en la
naturaleza como O2 y O3; todos los demás son sólidos.
- Los puntos de fusión y densidad aumentan conforme bajamos por el
grupo
! PROPIEDADES QUIMICAS
- El O, S y Se son no metales típicos. El Te posee algunas propiedades
metálicas y se clasifica como metaloide. El Po, que es radiactivo y
muy raro, es un metal.
- El radio atómico tiende a aumentar y I1 a disminuir cuando bajamos por
el grupo
- Tienden a formar iones con carga -2 en los compuestos binarios ionicos
con los metales activos. Ej: 2 Na(s) + S(s) Na2S(s)
30
!
Tendencias de grupo de no metales selectos.
Grupo 7A: Halógenos
!
PROPIEDADES FISICAS
-Todos los halógenos son no metáles típicos, no se encuentran libres en
la naturaleza. El F y el Cl son gases el Br es líquido y el Yodo es un
sólido, a temp. ambiente
- Sus puntos de fusión y de ebullición aumentan al incrementar su
número atómico.
- Todos se encuentran en forma diatómica: F2, Cl2, Br2, Y2
! PROPIEDADES QUIMICAS
- Reaccionan con la mayor parte de los metales para formar halogenuros
iónicos: Ej: 2Na(s) + F2(g) 2NaF(s)
- Reaccionan con el Hidrógeno para formar acidos halogenhídricos
(halogenuro de hidrógeno soluble en agua)
Ej: H2(g) + X2
2HX(g)
HX(g) + H2O(l)
HX(ac) X= Halógeno
31
Tendencias de grupo de no metales selectos.
Grupo 8A: Gases Nobles
PROPIEDADES FíSICAS
- Son no metales y son gases a temperatura ambiente.
- La densidad aumenta al incrementar el # atómico
- Todos ellos son monoatómicos (consisten en átomos
individuales,no en moléculas).
! PROPIEDADES QUIMICAS
- Tienen I elevadas y afinidades electrónicas positivas, por lo
que su reactividad es excepcionalmente baja.
-Hasta principios de los 60 se llamaba gases inertes, porque se
pensaba que eran incapaces de formar compuestos
químicos.
!
32
Pesos atómicos
!
!
!
!
!
Desde el siglo XVIII y XIX los científicos conocían que cada
elemento tiene una masa relativa con respecto a otros elementos,
definiendo con éxito el Peso atómico
PESO ATOMICO: Masa atómica promedio expresada en unidades
de masa atómica (uma). Se utiliza la uma para expresar masas
pequeñas.
1uma : 1/12 de la masa de un átomo del carbono 12. Expresada en
gramos: 1 uma = 1.66054X10-24 g.
ó
1 g = 6.022 x 10 23 uma
UN ATOMO DEL 12 C PESA 12 UMA
La mayor parte de los elementos están presentes en la naturaleza
como mezcla de isótopos.
El peso atómico o masa atómica promedio de un elemento se calcula
a partir de la abundancia relativa y de la masa de los isótopos del
elemento.
33
Ing. Virginia Estebané
Pesos formulares y moleculares
!
El peso formular (PF) de una sustancia no es más que la
suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de
su fórmula química.
Ej. H2SO4
PF = 2(PA de H) + (PA de S) + 4 (PA de O)
PF = 2(1.0 uma) + 32.0 uma + 4 (16.0 uma)= 98.0 uma
!
!
En compuesto moleculares.- La fórmula molecular es el
peso formular también se llama peso molecular(PM).
Ej.C6H12O6.
En la sustancias iónicas (ej:NaCl, arreglo tridimensional de
iones que no existe la molécula).- No se escribe formulas
moleculares y pesos moleculares, sino que decimos Peso
Formular
34
Composición porcentual a partir
de fórmulas
La composición porcentual de un compuesto es el % en masa
que corresponde a cada elemento de la sustancia.
!
Permite determinar la pureza de un compuesto
!
Se puede calcular si se conoce su fórmula quimica por
la siguiente expresión:
(átomos del elemento)(PA)
%elemento =
X100
PF del compuesto
!
!
Se obtiene la misma composición porcentual de la fórmula
empírica de una sustancia que de su fórmula molecular
Ing. Virginia Estebané
35
El mol
!
!
!
!
!
En química la unidad para manejar átomos, iones y
moléculas (unidades elementales) es el mol.
EL MOL : Es la cantidad de materia que contiene tantos
objetos como átomos hay en exactamente 12 g de 12C.
Esa cantidad de objetos es de 6.0221367X1023 . Este
número recibe el nombre de número de Avogadro
12 g de 12C= 1 mol de átomos de 12C= 6.0221367X1023 átomos 12C
Ejemplos:
1mol de átomos de 12C =6.02X1023 12C de átomos
1 mol de moléculas de H2O = 6.02X1023 H2Omoléculas
1 mol de iones NO3- = 6.02X1023 iones de NO3-.
Ing. Virginia Estebané
36
Masa molar
Masa molar: La masa en gramos de un mol de una sustancia
!
La masa molar en gramos de un mol de cualquier sustancia siempre
es númericamente igual al peso fórmula en uma de dicha sustancia, o
sea:
Ej: un mol12C pesa 12g ; un mol 24Mg pesa 24g;
Una molécula de H2O pesa 18 uma; un mol de H2O pesa 18 g
!
Gramos
Usar
masa
molar
Moles
Usar
número
de
Avogadro
Unidad
elemental
Esquema para interconvertir la masa de una sustancia en gramos y
el número de unidades elementales de esa sustancia.
37
Fórmulas empíricas a partir de análisis
!
Es la relación entre el menor número entero de átomos presentes en
una mólecula del compuesto.
Fórmula
empírica
% en masa
de elementos
Suponer
muestra
de 100g
Gramos de
cada elemento
!
Fórmula mínima o
Fórmula simple
Calcular
relación molar
Usar pesos
atómicos
Moles de cada
elemento
La relación de átomos de elementos en un compuesto es igual a la
relación de moles de átomos de ese compuesto.
Ing. Virginia Estebané
38
Fórmula molecular a partir de la fórmula
empírica
!
Podemos obtener la fórmula molecular a partir de la fórmula
empírica si conocemos el peso molecular del compuesto.
La fórmula molecular del compuesto es un múltiplo de su fórmula
empírica, por lo que, los subíndices de la fórmula molecular de una
sustancia siempre son múltiplos enteros de los subíndices
correspondientes en su fórmula empírica.
! (PM) Peso Molecular = n X Peso Fórmular empírico
por lo tanto: n= Peso molecular
Peso fórmular empírico
n = # de fórmulas unitarias empíricas en una molécula del
compuesto
!
Los subindices de la formula molecular se obtienen al multiplicar “n” por los
subindices de la fórmula empírica.
39
Análisis por combustión
!
Este análisis es utilizado para determinar los
componentes de un compuesto hidrocarburo.
O2
Muestra
Horno de
combustión
!
!
CuO
Ayuda para que
sea completa la
reacción
Mg(ClO4)2
Absorvedor
de H2O
NaOH
Absorvedor
de CO2
La cantidad de CO2 y H2O producida se mide
determinando el aumento en la masa del absorvedor
de CO2 y del H2O, respectivamente.
Después usamos esas masas para determinar las
cantidades de C, H, OIng. Virginia Estebané
40
Información cuantitativa a partir de
ecuaciones balanceadas
!
2H2(g)
+
O2(g)
2H2O(l)
2 moléculas
1 moléculas
2 moléculas
2(6.02X1023 moléculas)
6.02X1023 moléculas
2(6.02X1023 moléculas)
2 moles
1 mol
2 moles
!
!
Los coeficientes estequimetricos de una ecuación química
balanceada se pueden interpretar como los números relativos de
moléculas(o unidades formulares) que intervienen en la reacción
y como los números relativos de moles.
Las cantidades 2moles de H2, 1mol de O2 y 2moles de H2O, se
denominan cantidades estequiométricas equivalentes.
Ing. Virginia Estebané
41
Información cuantitativa a partir de
ecuaciones balanceadas
CALCULO DE MOLES:
! 2moles de H2 Ψ 1mol de O2 Ψ 2moles de H2O
Sirven para obtener factores de conversión que relacionen las
cantidades de reactivos y productos en una reacción química.
!
!
Ej. De factores de conversión: 2moles de H2 ó 2 moles H2O , etc
2 moles de H2O
1 mol deO2
S(A/B)
!
nA
nB S(A/B)=factor de conversión o estequiométrico
Moles de reactivo
Moles de producto
Ing. Virginia Estebané
42
Cálculos de moles.- Ejemplo
!
!
!
El litio metálico reacciona con el agua para producir
hidróxido de litio e hidrógeno gaseoso de acuerdo a la
reacción:
Li(s) +H2O(l) → LiOH(ac) + H2(g)
¿Cuántos moles de hidrógeno se formarán si reaccionan
6.23 moles de litio?
Paso 1 Escribir la ecuación balanceada.
2Li(s) +2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)
Ing. Virginia Estebané
43
Cálculos estequiométricos
(continuación)
!
Paso 2 Establecer la relación estequiométrica.
En moles:
2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)
2 moles 2 moles
2 moles
1 mol
Ing. Virginia Estebané
44
Cálculos estequiométricos
(continuación)
!
Paso 3: Establecer el factor estequiométrico, S(A/B)
2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)
2 moles de Li producen 1 mol de H2
2 moles de Li
1 mol de H2
o
1 mol de H2
2 moles de Li
Ing. Virginia Estebané
45
Cálculos estequiométricos
(continuación)
!
Paso 4: Efectuar los cálculos numéricos
moles de H2 = 6.23 moles 1 mol de H2
producidos
de Li
= 3.115 mol H2
2 moles de Li
Ing. Virginia Estebané
46
Información cuantitativa a partir de
ecuaciones balanceadas
!
!
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Se emplean para calcular
las cantidades relativas de las sustancias que participan en las
reacciones químicas
CALCULO DE MASA: Tiene como propósito calcular la masa
de una sustancia que reacciona o produce en una reacción
1/MA
gA
moles A
M= Masa molar
!
Gramos de
reactivo
S(A/B)
Moles de
reactivo
moles B
Moles de
producto
Ing. Virginia Estebané
MB
gB
Gramos de
producto
47
Cálculos estequiométricos: gramogramoy mol-gramo
!
Se tiene la siguiente reacción balanceada:
2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)
2 moles 2 moles
2 moles
1 mol
1 mol = 7 g
!
1 mol=18 g
1 mol=24 g
1 mol= 2g
2 mol = 14 g 2mol=36 g
2 mol=48 g
1 mol= 2 g
Cantidades estequiométricas equivalentes. Ejemplos:
2 mol de Li
36 g de H2O
ó
36 g de H2O
2 mol de Li
2 mol de LiOH
14 g de Li
Ing. Virginia Estebané
ó
14 g de Li
2 mol de LiOH
48
Cálculo de gramo-mol y gramo-gramo
¿Cuántos moles de Hidróxido de Litio se formarán si
reaccionan 6.23 gramos de litio?
Solución:
1o. Encontrar la relación mol de LiOH y gramo de Li
!
2 mol de LiOH
14 g de Li
ó
14 g de Li
2 mol de LiOH
2o.Escoger aquella que permita efectuar el analisis
dimensional o factor unidad
? Moles de LiOH = 6.23 g Li 2 mol Li OH = 0.89 mol LiOH
14 g Li
Ing. Virginia Estebané
49
Reactivos limitantes (RL)
!
!
!
!
!
Reactivo limitante: Es el reactivo que se consume por
completo en una reacción
Es importante identificar el reactivo limitante porque
determina, o limita, la cantidad de producto que se forma
Concluye una reacción química al consumirse en su
totalidad el reactivo limitante.
Los demás reactivos son llamados reactivos en exceso.
La manera de identificar el RL es calcular la cantidad de
producto que se podría formar a partir de cada reactivo. El
reactivo que origine la menor cantidad de producto es el
reactivo limitante
Ing. Virginia Estebané
50
Identificación del Reactivo
limitante
!
Procedimiento:
Ej. Se tiene una mezcla de 10 moles de H2 y 7 moles de O2 y
los hacemos reaccionar para formar agua. La reacción es:
2H2(g) + O2(g)
2H2O(l).
A= H2 , B= O2
(a) ¿Cuál es el reactivo limitante? (b)¿Cuántos moles de
agua se forman?
10 .- Calcular los moles presentes en cada reactivo A y B (en el
ej. no es necesario calcularlos): 10 moles de H2 y 7 moles de O2
20 .-Construir nA/nB:10 moles de H2 /7 moles de O2 = 1.43
30 .-Construir S(A/B): 2 moles de H2/1 mol de O2 = 2
Ing. Virginia Estebané
51
Identificación del Reactivo
limitante (continuación)
40.-Comparar nA/nB y S(A/B), entonces:
Si nA/nB < S(A/B):A es el reactivo limitante y B es el del exceso
Si nA/nB = S(A/B): Ninguno es limitante
Si nA/nB > S(A/B):B es el reactivo limitante y A es el del exceso
! Del ejemplo : nA/nB= 1.43 y S(A/B)= 2, por lo tanto
nA/nB< S(A/B) y el reactivo limitante es A= H2 , respuesta (a)
(b) moles H2O= 10moles de H2 2moles de H2O =
2 moles de H2
10 moles
de H2O
NOTA.- Cuando hay más de 2 reactivos: Calcular la cantidad de producto que se
podría formar a partir de cada reactivo. El reactivo que origine la menor cantidad
de producto es el reactivo limitante
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Rendimiento real
RENDIMIENTO TEORICO: Es la cantidad de producto que, según
los cálculos estequiómetricos, se forma al reaccionar todo el reactivo
limitante.
! RENDIMIENTO REAL: Es la cantidad de producto que realmente se
obtiene en una reacción.
! El rendimiento real siempre es menor que el rendimiento teórico, por
las posible causas siguientes:
1.- Muchas reacciones no terminan: Los reactivos no se convierten
!
completamente en productos.
2.- Desviación de la reacción química:Ocurre reacciones simultáneas formando
productos indeseables además de los productos deseados.
3.- Dificultad de la separación del producto deseado: De la mezcla resultante
de una reacción química, no todo el producto deseado logra aislarse con éxito.
Ing. Virginia Estebané
53
Porcentaje de Rendimiento
!
El porcentaje de rendimiento de una reacción
relaciona el rendimiento real con el teórico
(calculado).
Porcentaje de rendimiento =
Rendimiento real
X 100
Rendimiento teórico
Ing. Virginia Estebané
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