Teoría n° 2: Cantidades Químicas, Pureza y Rendimiento

CANTIDADES QUÍMICAS
PUREZA DE LAS SUSTANCIAS
RENDIMIENTO DE LA
REACCIÓN
EL NÚMERO ATÓMICO Y EL NÚMERO MÁSICO
El núcleo de un átomo contiene partículas denominadas
protones y neutrones. Los electrones se encuentran
alrededor del núcleo y constituyen una “nube
electrónica”.
El número atómico Z de un elemento es el número de
protones que contiene en el núcleo.
El número másico A de un elemento es la suma del número
de protones y de neutrones que contiene el núcleo del
átomo.
A
ZX
ISÓTOPOS DE UN ELEMENTO
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que difieren
en sus números másicos.
NEÓN
10 protones
10 protones
20
22
Ne
10 neutrones
10
10Ne 12 neutrones
21
Ne
10
11 neutrones
10 protones
ISÓTOPOS
CANTIDADES QUÍMICAS
Masa Atómica es la masa promedio de los isótopos
naturales de un elemento químico en unidades de masa
atómica. Se suele utilizar la uma como unidad de
medida. Donde u.m.a. son siglas que significan “unidad
de masa atómica”.
Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del
isótopo más abundante del carbono, el carbono-12:
1 uma = 1,6605 x 10-24 g
Las masas atómicas de los elementos químicos son un
promedio ponderado que tiene en cuenta las masas y las
proporciones de cada uno de los isótopos que componen
un elemento.
CANTIDADES QUÍMICAS
Por ejemplo el neón se encuentra en la naturaleza bajo la
forma de tres isótopos en las siguientes proporciones:
90,9%
20Ne;
0,30% 21Ne; 8,80% 22Ne
m (Ne) = 90,9 x 20 uma + 0,30 x 21 uma + 8,80 x 22 uma = 20,18 uma
100
En la Tabla Periódica figura, por simplicidad, la masa
atómica de cada elemento como un número sin unidades,
pero corresponde expresarlas en uma.
CANTIDADES QUÍMICAS
Masa Molecular es la masa promedio de las moléculas de
una sustancia expresada en uma.
Para determinar la masa molecular de una sustancia
necesitamos conocer su fórmula y las masas de los
átomos que componen la molécula. Por ejemplo, las
moléculas de agua H2O están formadas por dos átomos
de hidrógeno y un átomo de oxígeno, entonces la masa
molecular del agua es:
m (H2O) = 2 x 1uma + 1 x 16 uma = 18 uma
Si queremos expresarla en gramos:
1 uma
1,6605 x 10-24 g
18 uma
2,99 x 10-23 g
La masa de una molécula de agua es 2,99 x 10-23 gramos
CANTIDADES QUÍMICAS
MOL es la cantidad de sustancia que contiene el mismo
número de unidades elementales, que el número de
átomos que hay en exactamente 12 gramos del isótopo de
carbono-12.
Estas unidades elementales pueden ser átomos, moléculas,
iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de
estas partículas.
En 12 gramos de 12C hay 6,023 x 1023 (número de Avogadro)
átomos. Entonces un mol contiene 6,023 x 1023 unidades
elementales.
NA = 6,023 x 1023 (mol)-1
CANTIDADES QUÍMICAS
MASA MOLAR DE UN ELEMENTO es la masa expresada
en gramos de un mol de átomos de un elemento. La masa
de un mol de partículas depende del tipo de partículas y
de la sustancia. Por ejemplo,
¿cuál es la masa de un mol de átomos de carbono?
1 átomo de carbono
6,023 x 1023 átomos de carbono
12,011 uma
x = 7,2306 x 1024 uma
Esta es la masa de un mol de átomos de carbono expresada
en uma. Para expresarla en gramos, recurrimos a la
equivalencia
1 uma
1,6605 x 10-24 g
7,2306 x 1024 uma
x = 12,011 g
CANTIDADES QUÍMICAS
MASA MOLAR DE UNA SUSTANCIA es la masa
expresada en gramos de un mol de unidades elementales
de la sustancia. Las unidades elementales son moléculas
para sustancias moleculares o unidades fórmula para
compuestos iónicos. Se simboliza con la letra M y su
unidad es g/mol.
¿cuál es la masa de un mol de moléculas de agua H2O?
Como la masa de un mol de átomos de hidrógeno es 1 g y la
masa de un mol de átomos de oxígeno es 16 g, la masa de
un mol de moléculas de agua es:
2 x 1g + 16 g = 18 g
LA ECUACIÓN QUÍMICA
A + B → C Ecuación Química
CaF2(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(s) + 2 HF(g)
1mol
1 mol
1 mol
2 moles
1x78
1x98
1x136 2x20
176 grs
176 grs
2x22,4L
1 mol de sustancia ⇒ numéricamente = M expresado en gr.
MCaF2=1x40 + 2x19 = 78
MH2SO4 = 2x1 + 1x32 + 4x16 = 98
MCaSO4 = 1x40 + 1x32 + 4x16 = 136
MHF = 1x1 + 1x19 = 20
CNPT ⇒ 1 atm, 0ºC: 1 mol= 22,4 L
Esquema de pasos para realizar el cálculo
• Escribir ecuación química y
BALANCEARLA
• Escribir las cantidades químicas
involucradas en reactivos y productos
• Determinar exceso y defecto
• Con reactivo en defecto (reactivo limitante)
realizar el cálculo de la cantidad de
producto
Pureza
Definición: relación en la que se encuentra una
sustancia dentro de una muestra
% de Pureza =
cantidad de sustancia
x 100
cantidad total de muestra
Problema: ¿cuántos grs de CaSO4 se forman
cuando se mezclan 3 moles de CaF2 con 200 grs
de H2SO4 98%?
Pureza
CaF2(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(s) + 2 HF(g)
1mol
1 mol
1mol
2moles
1x78
1x98
1x136 2x20
176 grs
176 grs
100 grs de muestra
200 grs de muestra
98 grs de H2SO4
196 grs de H2SO4
98 grs H2SO4 puros
x = 196 grs H2SO4 puros
1 mol de CaF2
x = 2 mol de CaF2
Reactivo limitante
98 grs de H2SO4
196 grs de H2SO4
136 grs CaSO4
x = 272 grs de CaSO4
Pureza
Problema: Se mezclan 400 grs de CaCO3 de pureza 70% con 7,75
moles de HCl para dar CO2, CaCl2 y H2O. ¿Qué volumen de gas
se forma?
CaCO3(s) +2HCl(g) → CaCl2(s) + CO2(g) + H2O(l)
1mol
2moles
1mol 1 mol 1 mol
1 x 111 1 x 44 1 x 18
1x100
2 x 36,5
173 grs
173 grs
1 x 22,4 L
MCaCO =1x40 + 1x12 + 3x16= 100
3
MHCl = 1x1 + 2x35,5 = 36,5
MCaCl2 = 1x40 + 2x35,5 = 111
MCO2 = 1x12 + 2x16 = 44
MH2O = 2x1 + 1x16 = 18
CNPT (1 atm, 0ºC) 1 mol= 22,4 L
Pureza
100 grs de muestra
400 grs de muestra
70 grs CaCO3 puros
100 grs de CaCO3
280 grs de CaCO3
2 mol de HCl
x = 280 grs CaCO3 puros
x = 5,6 mol de HCl
Reactivo en exceso
100 grs de CaCO3
22,4 L CO2
280 grs de CaCO3
X = 62,72 L de CO2
Esquema de pasos para realizar el cálculo
• Escribir ecuación química y BALANCEARLA
• Escribir las cantidades químicas involucradas
en reactivos y productos
• Establecer la cantidad de reactivo puro en cada
muestra con pureza inferior al 100%
• Determinar exceso y defecto (utilizando para
el cálculo la masa de reactivo puro)
• Con reactivo en defecto (reactivo limitante)
realizar el cálculo de la cantidad de producto
Rendimiento
Definición: relación que existe entre la cantidad de
producto formada realmente en una reacción y la
cantidad teórica predicha mediante la ecuación
balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo
limitante
Cantidad obtenida del producto
Rendimiento (%) = Cantidad esperada del producto x 100
Rendimiento
NaOH(s) + HCl(l) → NaCl (s)+ H2O
1 mol
1 mol
1 mol
1 mol
1x40
1x36,5 1x 58,5 1x18
76,5 grs
76,5 grs
Problema: se mezclan 80 grs de NaOH con 2 moles de HCl, ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción si se obtuvieron 1,5 moles de NaCl ?
Cantidad obtenida de producto
40 grs NaOH
80 grs NaOH
1 mol HCl
x = 2 moles HCl
40 grs NaOH
80 grs NaOH
1 mol NaCl
x = 2 moles NaCl
Cantidad esperada de producto
Rend %= 1,5 moles NaCl x 100 = 75 %
2 moles NaCl
Rendimiento
Causas por las cuales se obtiene menor cantidad de producto que
el calculado teóricamente:
 Muchas reacciones no terminan: los reactivos no se convierten
completamente en productos
Algunos reactivos dan lugar a dos o más reacciones simultáneas: se forman
productos indeseados
AgNO3(s) + NaCl(s) → AgCl ↓ + NaNO3(s)
KI(s) → AgI ↓ + KNO3(s)
La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es difícil: no
todo el producto formado logra aislarse con éxito
2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
Parte del producto se pierde
Rendimiento
Problema: ¿Qué masa de agua se produce por reacción de 100 grs
de hidróxido férrico 85% de pureza con ácido sulfúrico en
exceso, si el rendimiento de la reacción es del 70%?
2 Fe(OH)3 + 3 H2SO4  Fe2(SO4)3 + 6 H2O
2 mol
2 x 107
508 grs
3 moles
3 x 98
100 grs muestra
1 mol
1 x 400
508 grs
6 moles
6 x 18
85 grs Fe(OH)3 puros
214 grs de Fe(OH)3
85 grs de Fe(OH)3
108 grs de H2O
100 grs de H2O teóricos
42,9 grs de H2O teóricos
70 grs obtenidos de H2O
x = 42,9 grs de H2O
x = 30 grs obtenidos de H2O