UNIDAD TEMÁTICA 2UNIDAD TEMÁTICA 2 EstequiometríaEstequiometría.

Balances de masa enBalances de masa en reacciones químicas

UNIDAD TEMÁTICA 2UNIDAD TEMÁTICA 2• Concepto de mol. Masa molar• Número de Avogadro. Volumen molar• Masa molecular• Masa formular• Composición porcentual y fórmula empírica• Cómo leer y balancear una reacción química• Cálculo de la cantidad de reactivos y productos.

Reactivo limitante• Rendimiento de una reacción

Micro-mundo Macro-mundoÁtomos y moléculas gramos

La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma)en unidades de masa atómica (uma)

Por definición:1 átomo 12C “pesa” 12 uma

En esta escala:1H = 1.008 uma16O = 16.00 uma

3.1

El liti l t lEl litio en la naturaleza se encuentra como (i ót )(isótopos):

7.42% 6Li (6.015 uma)% (6 0 5 u a)

92.58% 7Li (7.016 uma)

Masa atómica promedio del litio:

7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016 6 941 ma100 = 6.941 uma

3.1

Masa atómica promedio (6.941)asa ató ca p o ed o (6 9 )

DOCENA 12 PAR = 2DOCENA = 12 PAR = 2

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene qtantos átomos como hay en exactamente 12.00

gramos de 12C.g

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023

3.2El número de Avogadro (NA)

La masa molar es la masa molecular expresada en gramosLa masa molar es la masa molecular expresada en gramos

1 mol de átomos 12C es = 6.022 x 1023 átomos = 12.00 g

1 átomo 12C = 12.00 uma1 l d át 12C 12 00 12C1 mol de átomos 12C = 12.00 g 12C

1 mol de átomos de litio = 6.941 g de Li1 mol de átomos de litio 6.941 g de Li

Para cualquier elementoPara cualquier elementomasa atómica (uma) = masa molar (gramos)

3.2

Un mol de:

C S

HgHg

CCu Fe3.2

1 12C átomo12.00 uma

x 12.00 g6.022 x 1023 12C átomos

= 1.66 x 10-24 g1 uma

1 uma = 1.66 x 10-24 g o 1 g = 6.022 x 1023 uma

M= masa molar en g/molN Nú d A d ( tí l / l)

3.2

NA = Número de Avogadro (partículas/mol)

¿Entiendes qué es la masa molar?¿Entiendes qué es la masa molar?

¿Cuántos átomos hay en 0 551 g de potasio (K) ?¿Cuántos átomos hay en 0.551 g de potasio (K) ?

1 mol K = 39.10 g K g

1 mol K = 6.022 x 1023 átomos K

x 6.022 x 1023 átomos K=0 551 g K 1 mol Kx x

1 mol K=0.551 g K

39.10 g Kx

8.49 x 1021 átomos K

3.2

Masa molecular (o peso molecular) es la suma de masastó i ( ) d l l t d lé latómicas (en uma) de los elementos de una molécula.

1S 32.07 uma2O + 2 x 16.00 uma

SO2 SO2 64.07 uma

Para cualquier moléculamasa molecular (uma) = masa molar (gramos)

1 molécula SO2 = 64.07 uma1 mol SO2 = 64.07 g SO2

3.3

E ti d l l l ?¿Entiendes que es la masa o peso molecular?

¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g of C3H8O ?¿Cuá tos áto os de ay e 5 g o C3 8O

1 mol C3H8O = (3 x 12) + (8 x 1) + 16 = 60 g C3H8O

1 mol C3H8O moléculas = 8 mol átomos de H

1 mol H = 6.022 x 1023 átomos H

2372.5 g C3H8O

1 mol C3H8O60 g C3H8O

x8 mol átomos H1 mol C3H8O

x6.022 x 1023 átomos H

1 mol átomos Hx =

5.82 x 1024 átomos de H

3.3

La masa formular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una fórmula unitaria de un compuesto(en uma) en una fórmula unitaria de un compuesto iónico.

1Na 22.99 uma1Cl + 35.45 umaN Cl NaCl 58.44 umaNaCl

P l i t ió iPara cualquier compuesto iónicomasa de la fórmula (uma) = masa molar (gramos)

1 fórmula unitaria NaCl = 58.44 uma1 l N Cl 58 44 N Cl1 mol NaCl = 58.44 g NaCl

3.3

¿Entiendes qué es la masa formular?¿Entiendes qué es la masa formular?

¿Cuál es la masa formular de Ca3(PO4)2 ?¿Cuál es la masa formular de Ca3(PO4)2 ?

1 fórmula unitaria de Ca (PO )1 fórmula unitaria de Ca3(PO4)2

3 Ca 3 x 40.083 Ca 3 x 40.082 P 2 x 30.978 O 8 16 008 O + 8 x 16.00

310.18 uma

3.3

Ejemplo 2: Cuántos moles de He hayj p yen 6.46g de He?

Ejemplo 3: Cuántos gramos de Zn hayen 0 375 moles de Zn?en 0.375 moles de Zn?

Ejemplo 4: Cuál es la masa de unEjemplo 4: Cuál es la masa de unátomo de plata?

Ejemplo 5: Cuántos átomos de azufrehay en 16.3g de azufre?

Composición porcentual de un elemento en un p pcompuesto =

n x masa molar del elemento x 100%masa molar del compuesto x 100%

n es el número de moles del elemento en 1 moln es el número de moles del elemento en 1 moldel compuesto

2 x (12 01 g)%C = 2 x (12.01 g)46.07 g x 100% = 52.14%

%H 6 x (1 008 g) 100% 13 13%%H = 6 x (1.008 g)46.07 g x 100% = 13.13%

%O = 1 x (16.00 g) x 100% = 34 73%

C2H6O

%O = ( g)46.07 g x 100% = 34.73%

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

3.5

EJEMPLO 6: Hallar la composiciónt i l d l di t tá icentesimal del dicromato potásico cuya

fórmula es K2Cr2O7 .

EJEMPLO 7: Calcular el porcentaje en masad F t d 10 d F Ode Fe en una muestra de 10g de Fe2O3.

Composición porcentual y fórmulas empíricasfóDetermine la fórmula de un

compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en peso:composición porcentual en peso: 24.75 % K, 34.77 % Mn, 40.51 % O

nK = 24.75 g K x = 0.6330 mol K1 mol K39 10 g K39.10 g K

nMn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn1 mol Mn54 94 MMn g54.94 g Mn

nO = 40.51 g O x = 2.532 mol O1 mol OnO 40.51 g O x 2.532 mol O16.00 g O

3.5

Composición porcentual y fórmulas empíricas

nK = 0.6330, nMn = 0.6329, nO = 2.532

K : ~~ 1.00.63300 63290.6329

Mn : 0.6329 = 1.0Mn : 0.6329

1.0

O : ~ 4 02.532O : ~ 4.00.6329

KMnO4

3.5

11.5 g de etanol se queman produciendo22 0 g CO y 13 5 g H O

g CO2 mol CO2 mol C g C

22.0 g CO2 y 13.5 g H2O

6.0 g C = 0.5 mol Cg CO2 o CO2 o C g C

g H2O mol H2O mol H g H

6 0 g C 0 5 o C

1.5 g H = 1.5 mol H

g of O = g de la muestra – (g de C + g de H)4.0 g O = 0.25 mol O

Fórmula empírica C0.5H1.5O0.25

Dividiendo entre el subíndice más pequeño (0.25)

3.6

d e do e t e e sub d ce ás peque o (0 5)

Fórmula empírica C2H6O

EJEMPLO 8: Un compuesto contiene 79,9 %d b 20 1 % d hid ó H ll lde carbono y 20,1 % de hidrógeno. Hallar lafórmula empírica del compuesto. La masamolecular aproximada del compuesto es 30.Hallar su fórmula molecular.Hallar su fórmula molecular.

EJEMPLO 9: Cinco gramos de un óxido deplomo contienen 4,533 g de este metal.Calcular su fórmula mínimaCalcular su fórmula mínima

EJEMPLO 10: Un compuesto orgánicoti b hid ó í Alcontiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al

quemar 1,275 g de sustancia se forman1,869 g de dióxido de carbono, CO2, y 0,765g de agua, H2O. El dióxido de carbonog de agua, H2O. El dióxido de carbonocontiene 27,29 % de carbono y el agua11 19% de hidrógeno A 80 ºC Y 745 mm11,19% de hidrógeno. A 80 C Y 745 mm,0,641 g de sustancia ocupan en estado de

316 3 A ti d t d tvapor 316 cm3. A partir de estos datoshallar la fórmula de este compuesto y supeso molecular exacto.

Un proceso en el que una o más substancias se transforman en una o más nuevas sustancias se llama reacción químicauna o más nuevas sustancias se llama reacción química

Una ecuación química emplea símbolos químicos para mostrar

3 maneras de representar la reacción del H con el O para

lo que ocurre en una reacción química

3 maneras de representar la reacción del H2 con el O2 para formar H2O

3.7reactivos productos

Cómo “leer” ecuaciones químicas

2 Mg + O2 2 MgOg 2 g

2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 forman 2 fórmulas unitarias g 2de MgO

2 moles de Mg + 1 mol O2 forman 2 moles de MgO2 moles de Mg + 1 mol O2 forman 2 moles de MgO

48.6 gramos de Mg + 32.0 gramos de O2 forman 80.6 g MgO

NO SE LEE :2 gramos Mg + 1 gramo O2 forman 2 g MgO

3.7

Balanceo de ecuaciones químicas1. Escriba la(s) fórmula(s) correctas para los

reactivos en el lado izquierdo de la ecuación yreactivos en el lado izquierdo de la ecuación y la(s) fórmula(s) correcta(s) de los productos del lado derecholado derecho

El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua C H O CO H Oy agua C2H6 + O2 CO2 + H2O

2 Cambie los números antecediendo las fórmulas2. Cambie los números antecediendo las fórmulas (coeficientes) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación No cambie losen ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices.

3.72C2H6 NO ES IGUAL A C4H12

Balanceo de ecuaciones químicas

3. Comience balanceando los elementos que

q

aparecen en sólo un reactivo y un producto.

C2H6 + O2 CO2 + H2OC2H6 + O2 CO2 + H2OComience con C o H pero no con O

2 b l 1 carbono en2 carbonos en el lado izquierdo

1 carbono en el lado derecho

multiplique CO2 por 2

C H O 2CO H OC2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hidrógenos enel lado izquierdo

2 hidrógenos en el ladoderecho multiplique H2O por 3

3.7C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

Balanceo de ecuaciones químicas

4. Balancee los elementos que aparecen en dos o

q

más reactivos o productos

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O Multiplique O por 7

2 í 4 í

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

3 í

Multiplique O2 por 72

7 í2 oxígenosen el lado izquierdo

4 oxígenos(2x2)

+ 3 oxígenos (3x1)

= 7 oxígenosen el lado derecho

izquierdoC2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

72

Quite la fracción multiplicando ambosl d 2lados por 22C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

3.7

Balanceo de ecuaciones químicas

5. Revise que tenga el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O4 C (2 x 2) 4 C4 C (2 x 2) 4 C12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)

Reactivos Productos4 C 4 C

14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

4 C12 H14 O

4 C12 H14 O

3.7

14 O 14 O

Cálculo de cantidad de reactivos y productos

se llama METODO DE MOL

Moles de reactivoMoles de reactivo Moles de productoMoles de productoMoles de productoMoles de producto

Moles de reactivoMoles de reactivo Moles de productoMoles de productoMasa de reactivoMasa de reactivo

Moles de reactivoMoles de reactivo Moles de productoMoles de productoMasa de reactivoMasa de reactivo Moles de reactivoMoles de reactivo pp

Masa de productoMasa de producto

Cantidad de reactivos y productos

1 Escriba la ecuación química balanceada1. Escriba la ecuación química balanceada.

2. Convierta cantidades conocidas de sustancias en moles.

3 U l fi i i é i l l l ú d3. Use los coeficientes estequiométricos para calcular el número de moles de la cantidad buscada.

4 Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades4. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas.

3.8

El Metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación:

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2OSi 209 g de metanol se consumen en la combustión,Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, ¿qué masa de agua es producida?

gramos CH OH moles CH OH moles H O gramos H Ogramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O

Masa molar Coeficientes en Masa molarCH3OH la ecuación H2O

209 g CH3OH1 mol CH3OH32.0 g CH3OH

x4 mol H2O

2 mol CH3OHx

18.0 g H2O1 mol H2O

x =

235 g H2O

3.8

Ejemplo 11: Una reacción común de litio yj yagua produce hidróxido de litio ehidrógeno. a) escribir la reacción químicahidrógeno. a) escribir la reacción químicabalanceada; b) cúantos moles de hidrógenose pueden formar a partir de 6 23 moles dese pueden formar a partir de 6.23 moles delitio.

Ejemplo 12: La combustión deglucosa(C H O ) produce dióxido deglucosa(C6H12O6) produce dióxido decarbono y agua. Cuál es la masa de dióxidod b d id ti d 856 dde carbono producida a partir de 856g deglucosa

Reactivo limitante

2NO + 2O2 2NO22 2

NO es el reactivo limitanteNO es el reactivo limitante

O2 es el reactivo en exceso

3.9

¿Entiendes qué es el reactivo limitante?¿Entiendes qué es el reactivo limitante?En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2FeCalcule la masa de Al2O3 que se forma.2 3 q

g Al mol Al moles Fe2O3 necesarios g Fe2O3 necesarios

ORg Fe2O3 mol Fe2O3 moles Al necesarios g Al necesarios

124 g Al1 mol Al27 0 g Al

x1 mol Fe2O3

2 mol Alx

160. g Fe2O3

1 mol Fe Ox = 367 g Fe2O327.0 g Al 2 mol Al 1 mol Fe2O3

Comience con 124 g Al necesita 367 g Fe2O3

Como tiene más Fe2O3 (601 g), Al es el reactivo limitante 3.9

Use el reactivo limitante (Al) para calcular la cantidad de productoque se puede formar

g Al mol Al mol Al O g Al Og Al mol Al mol Al2O3 g Al2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

124 g Al1 mol Al

27 0 g Alx

1 mol Al2O3

2 mol Alx

102. g Al2O3

1 mol Al Ox = 234 g Al2O327.0 g Al 2 mol Al 1 mol Al2O3

3.9

Ejemplo 13: A altas temperaturas el azufrejcombina con el hierro para formar elsulfuro de hierro(II) café oscuro:sulfuro de hierro(II) café oscuro:

En un experimento 7.62g de hierro se dejanreaccionar con 8.67g de azufre.

) C ál d l d ti li it t ?a)¿Cuál de los dos reactivos es limitante?

b)Calcular la masa de sulfuro de hierro(II)b)Calcular la masa de sulfuro de hierro(II)formado;

c) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (engramos) queda al final de la reacción?gramos) queda al final de la reacción?

Rendimiento de una reacción

El rendimiento teórico es la cantidad de producto queresultaría si todo el reactivo limitante reaccionara.

El rendimiento real es la cantidad de producto que p qrealmente se obtiene de la reacción.

Rendimiento porcentual de la reacción

ή [%]= Resultado real

R lt d t ó ix 100

Resultado teórico3.10

Ejemplo 14: El titanio se prepara porjreducción del cloruro de titanio (IV) conmagnesio fundido a 1000ºC. Enmagnesio fundido a 1000 C. Endeterminada operación 3,54·104 kg decloruro de titanio (IV) reaccionan concloruro de titanio (IV) reaccionan con1,13·104 kg de magnesio.

a)Calcular el rendimiento teórico de titanioen kg;en kg;

b) Calcular el rendimiento porcentual, si enb) Calcular el rendimiento porcentual, si enrealidad se obtienen 7,91·103 kg de Ti.