ESTEQUIOMETRÍA Relaciones cuantitativas de los elementos químicos

ESTEQUIOMETRÍA
Relaciones cuantitativas de los
elementos químicos
COMPOSICIÓN DE LAS SUSTANCIAS
• No es suficiente conocer las sustancias
contenidas en un producto para producirlo.
• En cada producto la clave de su elaboración
reside en la cantidad de cada ingrediente.
• Pequeñas desviaciones en la composición de
un producto pueden ocasionar grandes
pérdidas o demandas legales contra los
productores.
• La composición de las sustancias es un
concepto importante en Química.
• Las relaciones numéricas entre los
elementos dentro de los compuestos y la
medición de cantidades exactas de
partículas, demasiado pequeñas para
poder verlas, son algunas de las tareas
fundamentales del químico.
MOL
• Es una unidad básica del sistema
internacional de medidas.
• Es la unidad de cantidad de sustancia.
• Un mol contiene 6,022x1023 unidades de lo
que sea.
• El número 6,022x1023, se conoce como
Número de Avogadro y se simboliza por N.
• N es la base para la cantidad de sustancia que
se usa para expresar un número determinado
de especies químicas como átomos, unidades
fórmula, moléculas, iones o electrones.
• Esta cantidad de sustancia es el mol, que se
define como una cantidad de sustancia que
contiene el mismo número de unidades fórmula
como átomos hay exactamente en 12 gramos de
carbono 12.
• Una unidad fórmula es el átomo o la molécula
que indica la fórmula de la sustancia que se
está considerando: Mg, MgS, H2O, O2, 75 33As.
• 1 mol de átomos = 6,022x1023 átomos
• 1 mol de moléculas = 6,022x1023 moléculas
• 1 mol de iones = 6,022x1023 iones
Masa molar de un elemento: Se define como
la masa atómica en gramos de un elemento
que contiene el número de Avogadro de
átomos de dicho elemento. Sus unidades son
g/mol. Se conoce como peso atómico.
1 masa molar = 1 mol átomos = N átomos
Ejemplo:
Peso atómico Fe = 55,85 g Fe = 6,022x1023 átomos Fe
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Ejercicios
¿Cuántos moles de Fe representan 25 g de Fe?
¿Cuántos átomos de Mg hay en 5 g?
¿Cuál es la masa en g de un átomo de C?
¿Cuál es la masa de 3,01x1023 átomo de Na?
¿Cuál es la masa de 0,252 mol de Cu?
¿Cuál es la masa de 2,5 moles de He?
¿Cuántos átomos hay en 0,025 mol de Fe?
MASA MOLAR DE UN COMPUESTO
Es la masa de:
• Un mol de compuesto.
• Un mol de moléculas de un compuesto molecular.
• Un mol de unidades fórmula de un compuesto
iónico.
Masa molar compuesto = 1 mol = N moléculas
o unidades
fórmula del
compuesto
La masa molar de un compuesto se obtiene
sumando los pesos atómicos, según tantas veces
esté presente cada elemento en la fórmula del
compuesto.
Ej:
Masa molar del H2O = 2 PA Hidróg. + PA Oxíg.
Ejercicios: Calcular la masa molar de:
1. H2SO4
2. K2Cr2O7
3. NaOH
4. AlCl3
5. H2
6. HNO3
COMPOSICIÓN PORCENTUAL
DE LAS SUSTANCIAS
• Es el porcentaje de masa de cada elemento presente en
un compuesto.
• La masa molar representa el total, o sea, el 100% del
compuesto.
• La masa molar del H2O es 11,1% de H y 88,9% de O.
• La composición porcentual de una sustancia se puede
determinar experimentalmente o calcular si se conoce:
a) su fórmula
b) la masa de dos o más elementos que se hayan
combinado entre sí
• Si se conoce la fórmula de un compuesto, el
cálculo de la composición porcentual se lleva
a cabo en dos pasos:
1. Calcular la masa molar del compuesto.
2. Dividir la masa total de cada elemento en la
fórmula por la masa molar y multiplicar por
100 el cuociente.
• Ej.: Calcular la composición porcentual de:
a) NaCl
b) KaCl
c) K2SO4
d) Ca(NO3)2
• Cuando no se conoce la fórmula del compuesto
pero se tienen datos experimentales, la
composición porcentual se determina calculando
la masa de cada elemento como porcentaje de la
masa total del compuesto.
• Los pasos a seguir son:
1. Se calcula la masa total del compuesto.
2. Se divide la masa de cada elemento por la masa
total y el resultado se multiplica por cien.
Ej.:
1. Al calentarse al aire 1,63 g de cinc, se
combinan con 0,40 g de oxígeno gaseoso, O2,
formando óxido de cinc. Calcular la
composición porcentual del óxido formado.
(R: 80,3% Zn, 19,7% O)
2. El cloruro de aluminio se forma cuando
reaccionan 13,43 g de aluminio con 53,18 g de
cloro, Cl2. ¿Cuál es la composición porcentual
del cloruro de aluminio?
(R: 20,16% Al, 79,84% Cl)
FÓRMULA EMPÍRICA Y
FÓRMULA MOLECULAR
• La fórmula empírica o fórmula más simple,
da la mínima relación de números enteros
de los átomos presentes en un compuesto.
• La fórmula molecular es la fórmula real o
verdadera, que representa el número total de
átomos de cada elemento presentes en un
compuesto.
Determinación de la fórmula empírica
Se debe conocer: elementos que se combinan, sus
masas atómicas y la composición porcentual. Los
pasos son:
1. Partir con una base de cálculo de 100 g de compuesto y
expresar la masa de c/elemento en gramos.
2. Dividir la masa de c/elemento por su respectiva masa
atómica: se obtiene el N° de moles de c/elemento.
3. Dividir c/u de los valores obtenidos por el menor de
esos valores. Si no da números enteros, multiplicar por
el N° mínimo que los convierta en enteros.
4. Usar estos números como subíndices de la F.E.
• Ejercicios
1. Determinar la fórmula empírica de un compuesto
que contenga 11,11% de H y 88,89% de O.
(R: H2O)
2. El análisis de una sal indica que contiene 56,58%
de K, 8,69% de C y 34,73% de O. Calcular la
fórmula empírica de esa sustancia.
(R: K2CO3)
3. Un sulfuro de hierro se formó combinando 2,233 g
de Fe con 1,926 g de S ¿Cuál es la fórmula
empírica del compuesto?
(R: Fe2S3)
Cálculo de la fórmula molecular a
partir de la fórmula empírica
• Si se conoce la masa molar de la sustancia y se
tiene los datos para determinar la fórmula
empírica, se puede obtener la fórmula
molecular.
• La fórmula molecular será igual a un múltiplo
(incluyendo el 1) de la fórmula empírica.
• Ej: Si la F.E. de un fluoruro de hidrógeno es HF,
la FM podría ser H2F2, H3F3, H4F4, etc.
• Se debe evaluar el valor del múltiplo.
Ejercicios
1. Un compuesto de N y O con una masa molar de
92 g/mol, tiene una fórmula empírica NO2. ¿Cuál
es su fórmula molecular?
(R: N2O4)
2. El propileno tiene una masa molar de 42 g/mol y
contiene 14,3% de H y 85,7% de C. ¿Cuál es su
fórmula molecular?
(R: C3H6)
ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIÓN:
REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS
• Todo cambio químico implica una reacción química,
en la cual las sustancias de partida han reaccionado
para convertirse en sustancias finales.
• Las sustancias de partida se conocen como reactantes
y las sustancias finales se conocen como productos.
• Toda reacción química se representa a través de una
ecuación química.
A + B
reactantes

C + D
productos
La ecuación química dada se lee: A reacciona con B para
producir las sustancias C y D.
En una ecuación química, se indica el estado físico de
las sustancias, las condiciones necesarias (si se desea) y
coeficientes estequiométricos para equilibrarla o
balancearla:
2AgNO3(aq) + H2S(g)  Ag2S(s) + 2 HNO3(aq)
• Balancear las siguientes ecuaciones químicas:
1. magnesio + oxígeno
 óxido de magnesio
2. metano + oxígeno  dióxido de carbono + agua
3. Al(OH)3 +
H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O
Reacciones químicas:
Evidencias
•
•
•
•
Un cambio de color.
La formación de un sólido (precipitado).
El desprendimiento de un gas.
El desprendimiento o absorción de calor.
Tipos de reacciones químicas
• De combinación
A + B  AB
• De descomposición
AB  A + B
• De desplazamiento sencillo
A + BC  B + AC
• De desplazamiento doble o metátesis
AB + CD  AD + CB
LEYES DE COMBINACIÓN DE LA
MATERIA
• Ley de conservación de la masa (Lavoisier)
“La suma de la masa de los reactantes es igual
a la suma de la masa de los productos”.
C + O2 
CO2
12g
32 g
44 g
44g
masa reactantes = masa productos
• Ley de las composiciones constantes (Proust).
(o ley de las proporciones definidas).
“Un compuesto siempre tiene la misma composición en
masa, es decir, cuando dos o más elementos se
combinan, lo hacen en una proporción en masa
definida”.
C
+
12g
O2

32 g
CO2
44 g
La proporción es siempre la misma:
C : O2 = 12 : 32 = 0,375
• Ley de las proporciones múltiples (Dalton).
“Los átomos de dos o más elementos pueden
combinarse en diferentes relaciones para producir más
de un compuesto”.
C
+
12g
O2

32 g
CO2
44 g
(C : O2 = 0,375)
2C +
2x12
24g
O2

32
32 g
2 CO
2x28
56 g
(C : O2 = 0,75)
CÁLCULOS BASADOS EN
ECUACIONES QUÍMICAS
CH4 (g) + 2 O2 (g)
 CO2 (g) + 2 H2O(g)
1 mol
2 moles
1 mol
PM CH4
16 g
16 g
2 PM O2
2(32 g)
64 g
PM CO2
44 g
44 g
2 PM H2O
2(18 g)
36 g
N moléc.
2N moléc.
N moléc.
2N moléc.
1 vol
2 vol
1 vol
2 moles
2 vol
Cálculos basados en ecuaciones químicas (continuación)
Para una ecuación dada, se puede calcular:
• Nº de moles formados
• Masa requerida de un reactante
• Masa formada de un producto
Ejemplo:
CH4 (g) + 2 O2 (g)
 CO2 (g) +
2 H2O(g)
a) ¿Cuántos moles de agua podrían producirse en la reacción de
3,5 moles de metano?
b) ¿Qué masa de oxígeno se requiere para reaccionar completamente con 1,2 moles de metano?
c) ¿Cuánta masa de CO2 se producirá a partir de 6 moles de CH4?
REACTIVO LIMITANTE
•
•
•
•
•
Hagamos primero una analogía:
Ud. se ha planteado el objetivo de producir mandarinas
y para ello, se compra una parcela.
Como recién se está iniciando en la agricultura, se
compró sólo 1 hectárea de terreno (10.000 m2).
El terreno es muy bueno y podría plantar 625 árboles
de mandarina.
Lamentablemente, el dinero le alcanzó para comprar
sólo 500 árboles.
Si la idea es cultivar todo el terreno ¿Qué limita este
objetivo: el terreno o la cantidad de árboles?
• Reactivo limitante: Es aquel que limita la
cantidad de producto que se puede formar en
una reacción química.
• Reactivo en exceso: Es aquel del cual se
tiene más cantidad de la necesaria para
formar un producto.
• Los problemas que dan las cantidades de dos
reactivos, generalmente son del tipo del reactivo
limitante.
• Los pasos a seguir para determinar el reactivo
limitante y el reactivo en exceso son:
1. Calcular la cantidad estequiométrica necesaria de
ambos reactivos.
2. Si el cálculo indica que se necesita más cantidad de
reactivo de la que se tiene, ese será el reactivo
limitante.
3. Si el cálculo indica que se tiene más cantidad de
reactivo de la que se necesita, entonces será reactivo
en exceso.
Cálculos con reactivo limitante
CH4 (g) + 2 O2 (g)
 CO2 (g) +
2 H2O(g)
• ¿Qué masa de CO2 se formaría en la reacción de 16 g
de CH4 con 48 g de O2?
• ¿Qué cantidad de masa de reactivo en exceso quedará
sin reaccionar?
Reactivos limitantes: plantas
Las plantas necesitan incorporar nutrientes esenciales
para sostener su crecimiento y metabolismo.
Por ejemplo, por cada 41 g de C, las algas requieren 7
g de N y 1 g de P. Si alguno de estos elementos no se
halla en cantidad suficiente, se convertirá en reactivo
limitante y afectará el crecimiento de las algas.
Reactivos limitantes:
Nutrición humana
Elementos necesarios para la nutrición humana:
• En las biomoléculas principales: S, C, H, O, N.
• Minerales principales: Ca, Cl, P, Mg, K, Na.
• Minerales traza: Co, Cu, Cr, F, Fe, Mn, Mo, Ni, Se, I,
Zn.
Reactivos limitantes: nutrientes vegetales
Nutrientes vegetales que requieren los cultivos:
• Básicos: C de CO2, O de CO2 y H2O, H de H2O.
• Primarios: N, P, K.
• Secundarios: S, Ca, Mg.
• Micronutrientes: B, Cl, Cu, Fe, Mn, Mo, Zn.
Los nutrientes pueden actuar también como reactivos
limitantes. Si no están disponibles pueden afectar la
producción de alimentos.
RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Cuando se lleva a cabo una reacción en laboratorio o a
nivel industrial, puede ocurrir que no se forme la
máxima cantidad de producto esperado.
• Rendimiento teórico: Es la cantidad de producto
esperada, calculada a partir de las cantidades dadas de
los reactivos. Estas cantidades dan origen al máximo
rendimiento, que es un 100%.
• Rendimiento real: Es la cantidad de producto que
realmente se produce (en el laboratorio o en la
industria). Puede ser igual al rendimiento teórico o
menor.
RENDIMIENTO PORCENTUAL
• Es la relación entre el rendimiento real y el
rendimiento teórico, expresada en porcentaje:
Rendimiento real
Rendimiento porcentual =
x 100
Rendimiento teórico
(%)
Determinación del rendimiento porcentual
Cada año se producen millones de toneladas de urea,
CO(NH2)2, compuesto químico utilizado como fertilizante.
La reacción (no balanceada) que se emplea es:
NH3 + CO2  CO(NH2)2 + H2O
La mezcla habitualmente empleada para iniciar la reacción
tiene una proporción de 5,1 g de NH3 por cada 4,4 g de CO2.
Si con las cantidades dadas se forman 7,2 g de urea,
determinar para esta reacción:
a) el rendimiento teórico
b) el rendimiento real
c) el rendimiento porcentual