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2012

QUÍMICA COMÚNQC-08

ESTEQUIOMETRÍA

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CONCEPTOS FUNDAMENTALES

TRANSFORMACIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS

Cualquier tipo de materia presenta dos tipos de ordenamientos, uno es íntimo y está referido auna composición microscópica de los elementos o moléculas y el otro es a nivel macro y sepresenta cuando muchos átomos o moléculas del mismo tipo se encuentran juntas.

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CAMBIOS QUÍMICOS

Cuando una transformación es química se ocurre un cambio en la naturaleza de la sustancia, esdecir hay una modificación profunda que implica transformaciones en la composición de lasmoléculas ya sea por que se rompen o forman nuevas o porque los elementos que se encontrabansolos se asocian y siempre que ocurre se generan especies nuevas. Algunos ejemplos son lasreacciones de combustión, las interacciones entre un ácido y una base y las reacciones detransferencia electrónica.

CAMBIOS FÍSICOS

Si la transformación no afecta la composición de la sustancia, sino que sólo implica unreordenamiento a nivel macroscópico, en la relación entre átomos o moléculas cercanas, se diceque es un cambio físico, pues no hay especies nuevas.

Es importante mencionar que la totalidad de las transformaciones físicas son reversibles, valedecir, el estado final de la sustancia puede revertirse, mientras que solo algunas de lastransformaciones químicas son reversibles.

Todos los cambios de estado van acompañados por gasto o ganancia de energía. La fusión, lavaporización (evaporación y ebullición) y la sublimación ocurren con absorción de energía,mientras que la solidificación, la congelación (en el caso del agua), la condensación (licuación) y lasublimación inversa ocurren con liberación de energía.

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ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA

Sustancia es una forma de materia que tiene propiedades distintivas y además composiciónconstante y definida.

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos. Los elementos son las sustanciasfundamentales a partir de las cuales se construyeron todas las cosas materiales y es un tipo desustancia que no se puede separar por medios químicos. Los compuestos son sustancias purasconstituidas por dos o más elementos combinados químicamente en proporciones constantes ydefinidas.

Mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual éstas mantienen su identidad. Eshomogénea cuando los componentes no se pueden distinguir por medios visuales y esheterogénea cuando se pueden distinguir por medios visuales.

ALOTROPÍA

Los elementos puros pueden presentarse en la naturaleza de varias formas distintas, si estasformas están en el mismo estado físico estamos frente al fenómeno llamado alotropía. El oxígenoes un ejemplo perfecto de elemento alótropo, pues se encuentra en estado natural como O2

(oxígeno molecular) y O3 (ozono), en ambos casos en estado gaseoso. El carbono tambiénpresenta estructuras alotrópicas. Se conoce el carbono grafito, el carbono diamante (la estructuramás dura de la naturaleza) y el fulereno (un sólido molecular con estructura esférica).

Carbono grafito Carbono diamante Fulereno

Separación pormétodos físicos

Separaciónpor métodosquímicos

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ESTEQUIOMETRÍA: LEYES QUE LA RIGEN

* En las tablas de pesos atómicos no aparecen valores enteros, puesto que los valores que allíse tabulan son promedios de las masas atómicas de los isótopos, considerando susabundancias en la naturaleza.

** CNTP es condiciones normales de temperatura y presión.

Ejemplos:

1. ¿Cuál es la diferencia entre masa molecular y masa molar?

La masa molecular es la masa de una molécula y se mide en u.m.a., mientras que lamasa molar es la masa de 1 mol de átomos o moléculas.

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2. Usando las masas atómicas se puede calcular la masa molecular y la masa molar de CaCO3

Se consideran las masas atómicas de los átomos involucrados. Ca = 40 u.m.a. C = 12 u.m.a. O = 16 u.m.a. mCaCO3 = (mCa + mC + 3 mO) M molecular CaCO3 = (40 + 12 + 3·16) u.m.a. = (40 + 16 + 48) = 100 u.m.a. Ahora, la masa molar de CaCO3 equivale a la masa recién calculada expresada en

gramos, o sea, una molécula tiene una masa de 100 u.m.a. y un mol de moléculas de100 gramos.

3. A 0°C y 1 atmósfera ¿qué volumen ocupan 6 gramos de Helio?

La masa molar del helio es 4 gramos, por lo tanto, 6 gramos equivalen a 1,5 moles. A 0°C y 1 atm., 1 mol ocupa 22,4 litros, entonces 1,5 moles ocupan (1,5·22,4 litros) =

33,6 litros.

Calcule para los siguientes gases los datos de la tabla, considere condiciones normales de Tº ypresión.

Nº de Moles demoléculas Nº de moléculas

Nº de Molesde átomos Nº de átomos

11,2 L de CF4

44,8 L de CO89,6 L de NO2

Fórmula Química

La fórmula química de un compuesto, nos indica la relación de los átomos que se combinan o delos moles de átomos combinados.

Consideremos la siguiente fórmula para un compuesto oxigenado:

H2CO3

2 moles de átomos de Calcio1 mol de átomos de Carbono

3 moles de átomos de oxígeno

2 átomos de Hidrógeno1 átomo de Carbono3 átomos de oxígeno

UnaMolécula

1 mol deMoléculas

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FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR

Por ejemplo, el buteno tiene fórmula molecular C4H8, y fórmula empírica CH2. El ácido acético,tiene fórmula molecular C2H4O2 y fórmula empírica CH2O, misma fórmula empírica tiene laglucosa C6H12O6.

ESTEQUIOMETRÍA

Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química. Muestra lassustancias que reaccionan (reactivos o reactantes) y las sustancias obtenidas (productos).

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Esta representación nos indica además las relaciones entre las sustancias que participan de lareacción, esta se puede expresar en moléculas (o átomos), moles o gramos.

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Cada reacción química debe balancearse con el objeto de mantener constante el número deátomos en los reactantes y productos (ley de conservación). Los números que acompañan a lassustancias en la reacción se denominan “coeficientes estequiométricos”.

Los coeficientes estequiométricos expresan la relación (en diferentes unidades), entre losreactivos y los productos.

1 molécula de nitrógeno + 3 moléculas de hidrógeno → 2 moléculas de amoniaco

1 mol de nitrógeno + 3 moles de hidrógeno → 2 moles de amoniaco

28 gramos de nitrógeno + 6 gramos de hidrógeno → 34 gramos de amoniaco

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Ejemplo ilustrativo:

Ecuación de formación de metano

H2 + C CH4

Esta ecuación evidentemente no está balanceada ya que las cantidades de hidrógeno, tanto enreactantes como producto, no son iguales. Al balancear la ecuación los respectivos coeficientesdeben ser: 2, 1 y 1

2H2 + C CH4

Cálculos en Estequiometría

Los cálculos que se realizan en las reacciones químicas se denominan cálculos estequiométricos(medición de cantidades), éstos se basan principalmente en la proporcionalidad entre reactivos yproductos, que está dada por los coeficientes estequiométricos, y sirven para predecir cantidadesde productos o las cantidades necesarias de reactivos.

Los cálculos se hacen según el siguiente esquema

RELACIÓN ENTRE MOLES

Los coeficientes estequiométricos representan la relación proporcional directa entre moles de lasdiferentes sustancias.

2H2 + C CH4

2 mol 1 mol 1 mol

Si queremos que reaccionen 1,5 mol de hidrógeno, ¿Cuánto de carbono se requiere?

Dado que la relación H2 : C es 2:1, por cada H2 necesitaremos la mitad de C, o sea 0,75mol de C.

¿Cuánto metano se forma?

La relación H2 : CH4 también es 2:1, así que el resultado es el mismo de antes 0,75 mol de CH4.

Moles deReactivos

Gramos deReactivos

Moles deProductos

Gramos deProductos

Mol = masa/masa molar Masa = mol·masa molar

CoeficientesEstequiométricos

Volumen deReactivos

Volumen deProductos

1 mol = 22,4 L (a 0°C , 1 atm.)1 mol = 22,4 L (a 0°C , 1 atm.)

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RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

Aquí se requiere que los coeficientes estequiométricos sean números enteros (en ningún casodecimales); resulta obvio entender que no existe la posibilidad de obtener exactamente la mitadde una molécula ni tampoco la mitad de un átomo.

Reacción de formación de agua:

H2 + O2 H2O

Una vez balanceada se infiere que

2H2 + O2 2H2O

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

RELACIÓN ENTRE VOLÚMENES

Sólo válida para sustancias en estado gaseoso.

En condiciones normales de temperatura y presión (1 atm y 0 ºC), un mol de cualquier gaspresenta un volumen de 22,4 litros (ley de Avogadro).

Considerando la ecuación de formación del agua, esta vez todos sus componentes en estadogaseoso y en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Los coeficientes estequiométricos, de la ecuación correctamente balanceada indican la relaciónentre moles, entonces

2H2 O2 2H2O2 mol 1 mol 2 mol

Entonces:2H2 O2 2H2O

44,8 L 22,4 L 44,8 L

Importante: Note que los volúmenes, al igual que los moles no son aditivos.

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RELACIÓN ENTRE MASAS

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Primero se debe calcular las masas molares de cada uno de los componentes. Estas, se obtienende las masas atómicas, directamente de la tabla periódica.

Masas atómicasH = 1

O = 16

Como el hidrógeno es molecular, entonces su masa molar es de 2 g/mol. La masa molar deloxígeno es 32 g/mol. Estas son las masas de un mol de cada componente, sin embargo loscoeficientes estequiométricos, nos indican cantidades molares distintas, entonces se infiere que:

Reemplazando los moles por la masa molarMultiplicandoQueda demostrada la conservación de la masa

Observar que se cumple el principio de conservación de la materia, enunciado por Lavoisier. Esteprincipio indica que la suma de la masa de los reactantes es igual a la suma de la masa de losproductos.

2H2 O2 2H2O2 mol 1 mol 2 mol2 x 2g 1 x 32g 2 x 18 g4 g 32 g 36 g

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 08

1. La licuación de un gas es un...

I) ejemplo de cambio físico.II) proceso en donde se modifica la presión del gas.III) fenómeno que ocurre sin cambio de energía.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo III.C) sólo I y II.D) sólo II y III.E) I, II y III.

2. El fulereno es un(a)...

A) tipo de hidrocarburo.B) mezcla homogénea.C) aleación metálica.D) tipo de amalgama.E) alótropo del carbono.

3. ¿Qué procedimiento permite separar efectivamente una mezcla de agua con alcohol etílico?

A) electrolisis.B) destilación.C) filtración.D) evaporación.E) sublimación.

4. Considere la siguiente reacción

C + O2 CO2

Para formar 1 mol de CO2, ¿cuántos gramos de Carbono (C) se necesitan?

A) 6B) 10C) 11D) 12E) 24

5. ¿Cuántos átomos de calcio contiene una muestra de 500 gramos de CaCO3 (masa molar = 100gramos /mol)?

A) 0,5 moles.B) 1,0 mol.C) 2,0 moles.D) 2,5 moles.E) 5,0 moles.

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Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Webhttp://www.pedrodevaldivia.cl/

6. 1,8 gramos de agua (H2O), ¿a cuántos moles corresponde?

A) 0,1B) 1,0C) 1,1D) 1,01E) 0,01

7. Si en la siguiente reacción química, el coeficiente estequiométrico a toma valor 2, entonces lasuma de los coeficientes restantes (b+c+d+e) tendrá valor

a HCl + b CaCO3 c CaCl2 + d H2O + e CO2

A) 3B) 4C) 5D) 7E) 8

8. A 273 K y 1 atmósfera de presión, ¿cuántas moléculas de un gas del tipo X2(g) ocuparán unvolumen de 22,4 litros?

A) 1 molécula.B) 10 moléculas.C) 100 moléculas.D) 224 moléculas.E) 6,02·1023 moléculas.

9. En 51 gramos de NH3 (amoníaco) hay

I) 3 moléculas.II) 3·6,02·1023 moléculas.III) 3 moles de moléculas.

Es(son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo II y III.E) I, II y III.

10.Si reaccionan 16 gramos de O2 con 3 gramos de H2, ¿Cuál es la máxima cantidad de H2O quepodría generarse?, considere la siguiente reacción: H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)

A) 18B) 19C) 23D) 32E) 36 DMDO-QC08