2da. CLASE. Estequiometria 2012-I

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMERICA)

FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA ESCUELAS ACADEMICOS CIENCIAS ALIMENTARIAS

ESCUELA ACADEMICO DE TOXICOLOGÍA

ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Prof. Antonio Almonacid Moscoso

Prof. Antonio Almonacid Moscoso 2

• La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética;

INTRODUCCIÓN

A + B → C + D

Surgen preguntas como estas ¿Cuanto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? ¿Cuanto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de B junto con Y gramos de C?. Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol".

• La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro ; por esta razón , el signo igual algunas veces se reemplaza por una flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación . Si tiene lugar también la reacción inversa , se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio . Nosotros usaremos la flecha para indicar una ecuación sin balancear y el signo igual para una ecuación balanceada o igualada.



LA ECUACION QUÍMICA

• Cada problema de Estequiometria se basa en una ecuación química y su interpretación se hace en términos de moles. Los números relativos de mole- -culas de los reaccionantes y de los productos están indicados por los coeficientes de las formulas que representan estas moléculas. Veamos como se adquiere y como se presenta esta información.

• Es posible determinar en el laboratorio que, cuando se calienta sulfuro ferroso en oxigeno gaseoso, los productos de la reacción son oxido férrico y anhídrido sulfuroso gaseoso. Podemos representar esta información como sigue:

Sulfuro ferroso + Oxigeno (gas) → Oxido férrico anhídrido sulfuroso (gas)


• Por análisis químico podemos determinar la formula para todos los materiales iniciales (reactivos) y para los productos. Colocando esta información en la ecuación anterior, tenemos:

• En esta ecuación fundamental, sin balancear, se expresan cuales son los reactivos, los productos y la composición de cada uno de estos Esta ecuación Balanceada, esto es, puede escribirse en tal forma que nos diga precisamente, que cantidad de cada sustancia participa en la reacción. La teoría atómica proporciona la justificación por dicho balanceo; esta dice que los átomos no pueden crearse ni destruirse, durante las reacciones químicas .Esto significa que debe existir el mismo número de átomos de cada elemento presente, al comienzo y al final de la reacción.

FeS + O2 Fe2 O3 + SO2 ( Ecuación fundamental )

• El método de “balanceo” o “ajuste”, consiste en anteponer los coeficientes apropiados a la formula de cada sustancia de tal manera que resulte una reacción final en la que se alcanza la igualdad de átomos, para las ecuaciones sencillas esto se puede hacer por tanteo o por el uso de coeficientes indeterminados; para las ecuaciones mas complicadas se emplean métodos especiales, tal es el caso de las ecuaciones de oxidación -reducción. La ecuación fundamental con que comenzamos queda balanceada en la siguiente forma:


4FeS + 7 O2 = 2Fe2 O3 + 4SO2 4moléculas 7 moléculas 2 moléculas 4 moléculas

• Obsérvese que los coeficientes algebraicos 4, 7, 2 y 4 indican que 4 moléculas de FeS reaccionan con 7 moléculas de O2 para formar 2 moléculas de Fe2 O3 y 4 moléculas de SO2.

• A nivel atómico podemos decir lo siguiente:

Átomos presentes en los reactivos:Fe : 4 ( en FeS )S : 4 ( en FeS )O : 14 ( en O2 )

Átomos presentes en los productos:Fe : 4 ( en Fe2 O3 )

S : 4 ( en SO2 )O : 14 ( en SO2 y Fe2 O3)

• En términos MOLECULARES se puede interpretar así:

4 moléculas de FeS + 7 moléculas de O2 = 2 moléculas de Fe2 O3 + 4 moléculas de SO2



FACTORES QUIMICOS DE CONVERSION

• La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el factor químico de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al número equivalente de moléculas de la otra sustancia implicada en la reacción.

• A partir de la reacción balanceada:

4FeS + 7 O2 = 2Fe2 O3 + 4SO2

• Podemos escribir los siguientes factores químicos de conversión:

4 moleculas FeS_ ; 4moleculas FeS__ ; 7moleculas O2_ 7moleculas O2 2moleculasFe2 O3 4moleculas SO2

• Sin embargo, las moléculas no son unidades prácticas para trabajos de laboratorio y por tanto se usa otra unidad que se relacione con las unidades prácticas, como el gramo. Esta unidad es el mol.

• De la misma manera como las formulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas, así las ecuaciones también pueden interpretarse directamente tanto en términos de moles como de moléculas. Para demostrar esto, multipliquemos cada término en ambos miembros de la ecuación en discusión por el número de Avogadro, 6,02 x 1023, Esto no altera la igualdad. La ecuación resultante es:

4(6,02x1023)FeS+7(6,02x1023)O2 = 2(6,02x1023)Fe2O3+ 4(6,02x1023) SO2


• Observe que 6,02 x 1023 moléculas de una sustancia son exactamente 1 mol de esa sustancia. Así podemos sustituir este número (numero de Avogadro) por su equivalente en moles y la ecuación se convierte en:

4 moles FeS + 7 moles O2 = 2 moles Fe2 O3 + 4 moles SO2

• Siguiendo un razonamiento similar al que usamos con las moléculas, podemos obtener factores químicos en términos de moles. Así tenemos los siguientes factores de conversión:


4 moles FeS__ ; __7moles O2__ ; __4moles FeS_ 7moles O2 4moles SO2

2moles Fe2O3


RELACIONES EN PESO OBTENIDAS EN LAS ECUACIONES

• Existe una Ley llamada ley de la composición definida que establece que cuando las sustancias reaccionan para formar compuestos lo hacen en relaciones definidas de MASAS.

• Por eje : la ecuación química:

(peso molecular de FeS = 87, 91 ; O2 = 32 ; Fe2 O3 = 159,69; SO2 = 64,46 )

4FeS + 7 O2 = 2Fe2 O3 + 4SO2 4 moles + 7 moles = 2 moles + 4 moles 4 x 87,905g + 7 x 32 g = 2 x 159,69 g + 4 x 64,06 g

• Muestra que 4 moles de FeS(4 x 87,91g de FeS) reaccionan con 7 moles de O2(7x32g de O2) para formar 2 moles de FeO3(2 x 159,69g de Fe2O3) y 4 moles de SO2 (4 x 64,06g de SO2).

• La suma de los pesos de los reactivos (351,64 + 224) debe ser igual a la suma de los pesos de los productos (319,38 + 256,24) (ley de la conservación de la masa).


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RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES

• En la práctica, las reacciones químicas NO siempre dan la cantidad de producto calculado teóricamente. El rendimiento de una reacción es la relación entre la cantidad de producto obtenido y la cantidad de producto esperado según la ecuación estequiometria:

Gramos de producto % rendimiento = obtenido experimentalmente x 100 = rendimiento actual x100

Gramos de producto teórico rendimiento teórico

Generalmente, para obtener un mejor rendimiento se usa un exceso de un reaccionante, esperando que el otro reaccionante se convierta totalmente en producto.

RESUMEN Una vez establecida la ecuación química de un proceso, se puede seguir un modelo simple, para la solución de todos los problemas estequiometricos, que consiste en tres pasos: 1) Convertir la sustancia dada en moles.2) Convertir los moles, de las sustancias dadas, a moles de las sustancias que se desean. 3) Convertir los moles, de las sustancias deseadas, a las unidades de cantidad requeridas.

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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTICOS

CÁLCULO MASA-VOLUMEN

• Vamos a estudiar este caso como un ejemplo:• ¿Qué volumen de hidrogeno en condiciones normales se puede obtener con 5,4g de aluminio y el acido clorhídrico necesario?.

1. La ecuación ajustada será:2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2(g)

2. El numero de moles que representan los 5,4moles de aluminio:

5,4g Al x 1mol Al = 0,2 mol Al 27 g Al


3. Teniendo en cuenta los coeficientes de la ecuación diremos:

0,2 mol Al x 3 mol H2 = 0,3 mol H2

2 mol Al

4. Como el hidrogeno es un gas y se encuentra en condiciones normales podemos escribir:

0,3 mol H2 x 22,4 litros H2 = 6,72 litros H2

mol H2

Que es la pregunta concreta que se nos hacia desde el anunciado.

CÁLCULO MASA-MASA


Por tostación de sulfuro de cinc se obtiene dióxido de azufre y oxido de cinc. Calcular la masa de oxigeno necesaria para tostar 487g. De sulfuro. La ecuación es:

2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2

Veamos ahora como se pueden reunir todos los pasos en una sola operación, mediante factores de conversión, conociendo las masas moleculares del ZnS y O2 que son 97,4 y32g/mol, respectivamente:

487 g ZnS x 1mol ZnS x 3 mol O2 x 32g O2 = 240g O2

97,4g ZnS 2 mol ZnS mol O2

CÁLCULO VOLUMEN-VOLUMEN

Pondremos primero en un caso en el cual los volúmenes estén en distintas condiciones de presión y temperatura: calcular el volumen de oxigeno medido en condiciones normales necesario para que al combinarse con hidrogeno, nos proporcione 100 litros de vapor de agua, medidos a 227OC y 104 Pa. Consideraremos que el vapor de agua tiene un comportamiento ideal. 227OC = 500K y litros son 0,1 m3. La ecuación seria:


2H2 + O2 2H2O

El numero de moles de vapor de agua:

nH2O = 104Pa x 0,1 m3 = 0,241 mol H2O8,31 x J

K x mol


Así podemos calcular el volumen de oxigeno:

0,241 mol H2O x 1 mol O2 x 22,41 O2 = 2,701 O2

2 mol H2O mol O2

También se puede calcular a través de la ecuación química, la composición de una mezcla de gases, como sucede en el siguiente caso: determinar la composición de una mezcla gaseosa compuesta por monóxido de carbono y acetileno, sabiendo que si le añadimos 65 cm3 de oxigeno y hacemos arder a mezcla, el dióxido de carbono que se obtiene ocupa un volumen de 70 cm3 en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Llamaremos 2x al volumen de CO y 2y al volumen de C2H2 según las ecuaciones:

2CO + O2 2 O2

2CO2H2 + 5 O2 4CO2 + 4H2O


Se podrá afirmar que: el volumen de oxigeno necesario para quemar 2x cm3 de CO será x y para el C2H2 será 5y, según el principio de Avogadro, y el volumen de CO2

que se desprenderá en cada caso será 2x y 4y. De esta manera podremos plantear las ecuaciones:

1. x + 5y = 65 y2. 2x + 4y = 70multiplicado (1) por dos se

obtendrá:3. 2x + 10y = 130; restando (3) – (2) queda: 6y =

60

Como el volumen de acetileno era 2y, este será de 20cm3 y 2x, que es el volumen de monóxido de carbono tendrá un valor de 30 cm3.


MASAS ATÓMICAS

• Unidad de masa atómica (uma) es la doceava parte de la masa de un átomo de 12C

Peso atómico masa de un átomo expresado en uma

1 uma = 1.66 10-24 g

1H pesa 12 veces menos que 12C = 1 uma

16O = 16 umas

CaCO3 CaO + CO2

CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O


MASAS ATÓMICAS:


CONCEPTO DE MOL

• Número de Avogadro (NA) es el número de átomos que hay en 12 g de C-12 y su valor es de 6.023 1023

NA = 6.023x1023

Mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene tantas unidades elementales como átomos de 12C hay en 12 g de 12C. Es decir, es la cantidad de sustancia que contiene el NA de átomos, moléculas, iones....

• Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene el Número de Avogadro de esa sustancia:

Un mol de He 6.022 x 1023 át de He

Un mol de H2SO4 6.022x1023 moléculas de H2SO4

12.044x1023 átomos de H; 6.022x1023 átomos de S y 24.088x1023 átomos de O

• La masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia:

M(H2SO4) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2(1.0 uma) + (32.0 uma) + 4(16.0uma) = 98.0uma

• Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98 gramos (98 g/mol) = 1 mol de moléculas de H2SO4 pesa 98 g y contiene 2(1.0 uma) = 2 umas de H= 2 g de átomos de H; 32 g de átomos de S y 4 (16.0g/mol) = 64 g de átomos de O.


H 1 uma = 1g/mol O 16 umas = 16 g/mol S 32 umas = 32 g/mol


FORMULA MOLECULAR

La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6.

Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular.


ESCRITURA DE ECUACIONES QUÍMICAS

• Una ecuación química debe contener:

•Todos los reactivos– Todos los productos

•El estado físico de las sustancias

- Las condiciones de la reacción

CaCO3 (s) CaO(s) + CO2(g)


AJUSTES DE ECUACIONES QUÍMICAS

• Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos.

CH3CH2OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O


RELACIONES DE MASA DE LAS ECUACIONES

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® 6 H2O + Al2(SO4)3

1. ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para producir 8.0 moles de Al2(SO4)3?

2. ¿Cuántos moles de H2O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH)3 ?


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