UNIDAD II: ESTEQUIOMETRIA.UNIDAD II: ESTEQUIOMETRIA. Objetivos 1.- Aplicar la Estequiometría a los procesos y transformaciones químicas. 2.- Aplicar los conceptos sobre los diferentes

Dra. Sandra Lorena Blandón Navarro, 2017

UNIDAD II: ESTEQUIOMETRIA. Objetivos 1.- Aplicar la Estequiometría a los procesos y transformaciones químicas.

2.- Aplicar los conceptos sobre los diferentes tipos de concentraciones en la

resolución de ejercicios que involucren cálculos.

Introducción

La palabra estequiometría se deriva del griego stoicheion, que significa “ Primer

principio o elemento”, y metron, que significa “medida”. La estequiometría

describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos

(estequiometría de la composición) y entre las sustancias cuando ocurren cambios

químicos (estequiometría de la reacción).

2.1 Mol y Número de Avogadro

La unidad SI para la cantidad de materia es el Mol.

El mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas

entidades (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en

exactamente 0.012 kg de átomos de carbono-12 puro.

Muchos experimentos han refinado este número, y el valor corrientemente

aceptado es:

1mol= 6.0221367 x 1023 partículas

Estequiometría describe

relaciones cuantitativas.


Este número, a menudo redondeado a 6.022 x 1023, se denomina número

de Avogadro en honor a Amadeo Avogadro (1776-1856) que hizo importantes

contribuciones a la química al estudiar el comportamiento de los gases.

Cada clase de átomos, moléculas o iones tiene una masa definida

característica. Se sigue que un mol de una sustancia pura dada también tiene una

masa definida, sin considerar el origen de la muestra. Esta idea es de gran

importancia en muchos cálculos a través del estudio de la química y ciencias

relacionadas.

Debido a que el número de moles se define como el número de átomos

en 0.012 kg (o 12 gramos) de carbono-12, surge la siguiente relación:

La masa de un mol de átomos de un elemento puro en gramos es

numéricamente igual al peso atómico de ese elemento en uma. Esto también se

llama masa molar del elemento; sus unidades son gramos/mol.

Ejemplo 1 ¿Cuantos moles de átomos contienen 245.2 g de hierro metálico? Planteamiento 1 mol de átomos de Fe o 55.85 g de Fe 55.85 g de Fe 1 mol de átomos de Fe Si sabemos que un mol de hierro tiene una masa de 55.85g, esperamos que 245.2 g sea un número de moles bastante pequeño (mayor que uno, pero menor que diez). Solución: ? moles de átomos de Fe= 245.2 g Fe x 1 mol de átomos de Fe

55.85 g Fe = 4.390 moles de átomos Fe

El peso atómico del hierro es 55.85 uma. Esto nos dice que la masa molar del hierro es 55.85 g/mol, o que un mol de átomos de hierro son 55.85 gramos de hierro. Podemos expresar esto como uno de los dos factores unidad:

Para cualquier elemento masa atómica (uma) = masa molar (gramos)


Una vez que se conoce el número de moles de átomos de un elemento, el número de átomos en la muestra puede calcularse, como se ilustra en el ejemplo 2. Ejemplo 2 ¿Cuántos átomos están contenidos en 4.390 moles de átomos de hierro? Planteamiento Un mol de átomos de un elemento contiene el numero de Avogadro de átomos, o, 6.022 x 1023 átomos. Esto genera los dos factores unidad: 6.022 x 1023 átomos y 1 mol de átomos 1 mol de átomos 6.022 x 1023 átomos Solución ? átomos de Fe= 4.390 moles de Fe x 6.022 x 1023 átomos Fe 1 mol de átomos Fe = 2.644 x 1024 átomos de Fe Si conocemos el peso atómico de un elemento en la escala de carbono-12, podemos usar el concepto de mol y el número de Avogadro para calcular la masa media de un átomo de ese elemento en gramos (o en cualquier otra unidad de masa que elijamos). Ejemplo 3 Calcular la masa de un átomo de hierro en gramos. Planteamiento Esperamos que la masa en gramos de un solo átomo sea un número muy pequeño. Si sabemos que un mol de átomos de hierro tiene una masa de 55.85 g y que contiene 6.022 x 1023 átomos de Fe. Usamos esta información para generar los factores de unidad y realizar la conversión deseada. Solución ? g de Fe = 55.85 g de Fe x 1 mol de átomos 1 mol de átomos 6.022 x 1023 átomos = 9.274 x 10-23 g Fe/ átomo de Fe Así vemos que la masa de un átomo de Fe es solo 9.274 x 10-23 g.

2.2 Peso Atómico

Cuando los químicos de los siglos XVIII y XIX buscaban cuidadosamente

información sobre las composiciones de los compuestos y trataron de sistematizar

su conocimiento, se hizo aparente que cada átomo tiene una masa característica

con relación a los otros elementos. Aunque estos primeros científicos no tenían


medios experimentales para medir la masa de cada clase de átomos, pudieron

definir una escala relativa de las masas atómicas.

Una primera observación fue que carbono e hidrógeno tienen masas

atómicas relativas, tradicionalmente llamados pesos atómicos, P. at.,

aproximadamente 12 y 1, respectivamente. Miles de experimentos sobre las

composiciones de los compuestos han dado lugar al establecimiento de una

escala de pesos atómicos relativos basada en la unidad de masa atómica (uma)

que se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de una clase

particular de átomos de carbono, llamados carbono-12.

En esta escala, el peso atómico del hidrógeno (H) es 1.00794 uma, el del

sodio (Na) es 22.989768 uma y el del magnesio (Mg) es 24.3050 uma. Esto nos

dice que los átomos de Na tienen casi 23 veces la masa de los átomos H,

mientras los átomos Mg son unas 24 veces más pesados que los átomos de H.

2.3 Peso Fórmula, Peso Molecular, moles

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos (P.

at.) de los elementos en la fórmula, contando cada uno el número de veces que

aparece en ella. Así el peso fórmula da la masa de una unidad fórmula en uma.

Los pesos fórmulas, como los pesos atómicos en los que se basan, son masas

relativas. El peso fórmula del hidróxido sódico, NaOH, se halla como sigue.

No. Átomos de clase establecida

x masa de un átomo = Masa debida al elemento

1 x Na = 1 x 23.00 uma =23.00 uma de Na 1 x H = 1 x 1.01 uma =1.01 uma de H 1 x O = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O

Peso fórmula de NaOH = 40.01 uma

Cuando se necesiten valores de pesos atómicos, consultar la tabla periódica de los elementos.


El término “Peso fórmula” se usa correctamente para sustancias iónicas o

moleculares. Cuando nos referimos específicamente a sustancias moleculares (no

iónicas), es decir, sustancias que existen como moléculas discretas, a menudo lo

sustituimos por el término peso molecular (PM).

Ejemplo 4 Calcular el peso fórmula (peso molecular) del 2,4,6-trinitrotolueno (TNT), C7H5(NO2)3, usando los valores precisamente conocidos de los pesos atómicos dados en la tabla periódica de los elementos. Planteamiento Sumamos los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, cada uno multiplicado por el número de veces que aparece el elemento. Debido a que el peso atómico conocido menos precisamente (12.011 uma para C) se conoce con tres cifras significativas para el punto decimal, el resultado se da sólo con este número de cifras significativas. Solución No. Átomos de clase establecida

x masa de un átomo = Masa debida al elemento

7 x C = 1 x 12.011 uma =84.077 uma de C 5 x H = 1 x 1.00794 uma =5.03970 uma de H 3 x N = 1 x 14.00674 uma = 42.02022 uma de N

6 x O = 1 x 15.9994 uma = 95.9964 uma de O

El Peso fórmula (peso molecular) del 2,4,6-trinitrotolueno (TNT)= 227.133 uma

2.4 Composición molar y másica

Una vez que dominamos el concepto de mol y el significado de las

fórmulas químicas, podemos usarlas de otras muchas formas, como en el cálculo

de la composición de una sustancia compuesta.

Ejemplo 5 ¿Qué masa de cromo esta contenida en 35.8 gramos de (NH4)2Cr2O7? Planteamiento Primero resolvemos el problema en varias etapas. Etapa 1: La fórmula nos dice que cada mol de (NH4)2Cr2O7 contiene dos moles de átomos de Cr, así que primero encontramos el número de moles de (NH4)2Cr2O7, usando el factor unidad


1 mol (NH4)2Cr2O7 252.0 g (NH4)2Cr2O7 Etapa 2: Luego convertimos el número de moles de (NH4)2Cr2O7 en el número de átomos de Cr que contiene, usando el factor unidad 2 moles de átomos Cr 1 mol (NH4)2Cr2O7 Etapa 3: Luego usamos el peso atómico de Cr para convertir el número de moles de átomos de cromo en masa de cromo. Masa (NH4)2Cr2O7 Moles (NH4)2Cr2O7 Moles Cr Masa Cr Solución Etapa 1: ¿? Moles de (NH4)2Cr2O7= 35.8 g (NH4)2Cr2O7 x 1 mol (NH4)2Cr2O7 252.0 g (NH4)2Cr2O7 = 0.142 moles (NH4)2Cr2O7

Etapa 2: ¿? Moles de Cr= 0.142 moles (NH4)2Cr2O7 x 2 moles átomos Cr 1 mol (NH4)2Cr2O7

= 0.284 moles átomos de Cr Etapa 3: ¿? g de Cr= 35.8 g (NH4)2Cr2O7 x 1mol (NH4)2Cr2O7 x 2 moles átomos de Cr x 252.0 g (NH4)2Cr2O7 1 mol (NH4)2Cr2O7 52.0 g Cr 1 mol Cr = 14.8 g de Cr 2.5 Porcentaje de Pureza de las muestras

La mayoría de las sustancias obtenidas de las estanterías de los reactivos

de laboratorio no son 100% puras. Cuando se usan muestras impuras para el

trabajo preciso, deben tenerse en cuenta la impurezas

Ejemplo 6 Calcular las masas de NaOH e impurezas en 45.2 g de NaOH un 98.2% puro. Planteamiento El porcentaje de NaOH en la muestra da el factor unidad 98.2 g NaOH 100 g de muestra El resto de la muestra es 100% - 98.2%= 1.8% de impurezas, que da el factor unidad 1.8 g de impurezas


100 g de impurezas Solución ¿? g de NaOH= 45.2 g de muestra x 98.2 g de NaOH = 44.4 g de NaOH 100 g de muestra ¿? g de impurezas=45.2 g de muestra x 1.8g de impurezas= 0.81g de impurezas 100 g de muestra

Fórmula Empírica, Fórmula Molecular y Fórmula de un Hidrato

Una fórmula química expresa la composición de un compuesto por medio

de los símbolos de los elementos de los átomos participantes.

Una vez que puede determinarse la composición porcentual de un

compuesto puede determinarse su fórmula más simple. La fórmula más

simple o empírica para los compuestos es la más pequeña relación entre

números enteros de átomos presentes. Para compuestos moleculares la

fórmula molecular indica los números reales de átomos presentes en una

molécula de un compuesto.

2.6 Fórmula empírica

La fórmula empírica indica que elementos están presentes y la relación

mínima de números enteros entre sus átomos, pero no necesariamente el número

de átomos presentes en la molécula. Para muchas moléculas la fórmula molecular

y la fórmula empírica son las mismas.

Ejemplo 7 Los compuestos que contienen azufre y oxígeno son serios contaminantes del aire; representan la principal causa de lluvia acida. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50.1% en masa de azufre y 49.9% de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula más simple del compuesto? Planteamiento Un mol de átomos de cualquier elemento son 6.022 x 1023 átomos, así que la relación de moles de átomos en cualquier muestra de un compuesto es igual a la relación de átomos en ese compuesto. Este cálculo se realiza en dos etapas. Etapa 1: Consideremos 100 g de compuesto, que contiene 50.1 g de S y 49.9 g de O. Calculamos el número de moles de átomos de cada uno.


Etapa 2: Luego obtenemos la relación de números enteros entre estos números que nos da la relación de átomos en la muestra, y por tanto la fórmula más simple del compuesto. Solución Etapa 1: ¿? moles de átomos S= 50.1 g S x 1 mol átomos S =1.56 moles de átomos S 32.1 g de S ¿? moles de átomos O= 49.9 g O x 1 mol átomos O =3.12 moles de átomos O 16.0 g de O Etapa 2: Ahora sabemos que 100 g de compuesto contienen 1.56 moles de átomos S y 3.12 moles de átomos de O. Entre estos obtenemos una relación de números enteros que da la relación de átomos en la fórmula más simple. 1.56 = 1 S 1.56 3.12 = 2 O 1.56 Ejemplo 8 Una muestra de 20.882 g de un compuesto iónico se encuentra que contiene 6.072 g de Na, 8.474 g de S y 6.336 g de O. ¿Cuál es su fórmula más simple? Planteamiento Razonamos como en el ejemplo anterior, calculando el número de moles de cada elemento y la relación entre ellos. Aquí usamos el formato tabular. Solución

Elemento Masa relativa

del elemento

Número relativo de átomos

(dividir masa por P. at.)

Dividir por el número menor

Convertir fracciones en

números enteros

Relación de números

enteros más pequeños de

átomos

Na 6.072 6.072 =0.264 23.0

0.264= 1.00 0.264

1.00 x 2= 2 Na

Na2S2O3 S 8.474 8.474 =0.264

32.1 0.264= 1.00 0.264

1.00 x 2 = 2 S

O 6.336 6.336 =0.396 16.0

0.396= 1.50 0.264

1.50 x 2 = 3 O

SO2


La relación de átomos en la fórmula más simple debe ser una relación de

números enteros (por definición). Para convertir una relación 1: 1: 1.50 en una

relación de números enteros, cada número de la proporción se multiplica por 2, lo

que da la fórmula más simple: Na2S2O3

2.7 Fórmula molecular

Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada

elemento en una molécula, el tipo más simple de molécula tiene dos átomos y se

llama molécula diatómica. Entre los elementos que existen como moléculas

diatómicas en condiciones atmosféricas se incluyen el hidrógeno (H2), nitrógeno y

oxígeno, así como los elementos del grupo 7ª, llamados halógenos: Fluor (F2),

cloro (Cl2).

Determinación de fórmulas moleculares

Los datos de la composición porcentual sólo dan las fórmulas más simples. Para

determinar la fórmula molecular de un compuesto molecular deben conocerse la

fórmula más simple y su peso molecular.

Ejemplo 9 Una muestra de 0.1014 g de glucosa purificada se quemó en un tren de combustión de C-H para producir 0.1486 g de CO2 y 0.0609 g de H2O. Un análisis elemental indicó que la glucosa contiene sólo carbono, hidrógeno y oxígeno. Determinar las masas de C, H y O en la muestra y los porcentajes de estos en la glucosa. Planteamiento Etapa 1: Usamos la masa observada de CO2, 0.1486 g, para calcular la masa de carbono en la muestra original. En cada mol de CO2, 44.01 g, hay un mol de átomos de carbono, 12.01 g; usaremos esta información para construir el factor unidad 12.01 g C 44.01 g CO2 Etapa 2: De igual forma, podemos usar la masa observada de H2O, 0.0609 g, para calcular la cantidad de hidrógeno en la muestra original. Usamos el hecho de que hay dos moles de átomos de hidrógeno, 2.016 g, en cada mol de H2O, 18.02 g, para construir el factor unidad 2.016 g H 18.02 g H2O


Etapa 3: El resto de la muestra debe ser oxígeno, puesto que se ha demostrado que la glucosa sólo contiene C, H y O. así que sustraemos las masas de C y H de la masa total de la muestra Etapa 4: Entonces calculamos el porcentaje en masa en cada elemento. Solución Etapa 1: ¿? g de C= 0.1486 g CO2 x 12.01 g C =0.04055 g C 44.01 g de CO2 Etapa 2: ¿? g de H= 0.0609 g H2O x 2.016 g H =0.00681 g H 18.02 g de H2O Etapa 3: ¿? g de O= 0.1014 g de muestra –(0.04055 g C + 0.00681 g H)=0.0540 g O Etapa 4: Ahora podemos calcular los porcentajes en masa de cada elemento: Porcentaje de C= 0.04055 g C x 100% = 39.99% C 0.1014 g Porcentaje de H= 0.00681 g H x 100% = 6.72% H 0.1014 g Porcentaje de O= 0.0540 g O x 100% = 53.2% O 0.1014 g Total = 99.9% Para muchos compuestos la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula

más simple. Consideremos el butano, C4H10. La fórmula más simple para el

butano es C2H5, pero la fórmula molecular contiene el doble de átomos; es decir,

2 x (C2H5)= C4H10. el benceno, C6H6, es otro ejemplo. La fórmula más simple para

el benceno es CH, pero la fórmula molecular contiene el séxtuplo de átomos; es

decir, 6 x (CH)= C6H6.

La fórmula molecular de un compuesto es la misma o un múltiplo entero de la

fórmula más simple.

Fórmula molecular= n x fórmula más simple


Así podemos escribir Peso molecular= n x peso fórmula más simple n = peso molecular peso fórmula más simple La fórmula molecular se obtiene entonces multiplicando la fórmula más simple por

el entero n.

Ejemplo 10 En el ejemplo 9 hallamos la composición elemental de la glucosa. Otros experimentos muestran que su peso molecular es aproximadamente 180 uma. Determinar la fórmula más simple y la fórmula molecular de la glucosa. Planteamiento Etapa 1: Primero usamos las masas de C, H y O encontradas en el ejemplo 9 para determinar la fórmula más simple. Etapa 2: Podemos usar la fórmula más simple para calcular el peso fórmula más simple. Puesto que el peso molecular de la glucosa se conoce (aproximadamente 180 uma), podemos calcular la fórmula molecular dividiendo el peso molecular por el peso fórmula más simple. n = peso molecular peso fórmula más simple El peso molecular es n veces el peso fórmula más simple, así que la fórmula

molecular de la glucosa es n veces la fórmula más simple.

Solución

Elemento

Masa relativa

del elemento

Número relativo de átomos (dividir masa

por P. at.)

Dividir por el número menor

Relación de átomos=Relación de números

enteros más pequeños de

átomos

C 0.04055g 0.04055=0.003376 mol 12.01

0.003376= 1.00 C 0.003376

CH2O H 0.00681g 0.00681=0.00676 mol

1.008 0.00676= 2.00 H 0.003376

O 0.0540 g 0.0540=0.00338 mol 16.00

0.00338 = 1.00 O 0.003376


Etapa 2: La formula más simple es CH2O, que tiene el peso fórmula de 30.02 uma. Puesto que el peso molecular de la glucosa es aproximadamente 180 uma, podemos determinar la fórmula molecular dividiendo el peso molecular por el peso fórmula más simple. n= 180 uma = 6.00 30.02 uma El peso molecular es seis veces el peso fórmula más simple, 6 x CH2O = C6H12O6. 2.8 Fórmula de un Hidrato

El acido oxálico se muestra en dos formas diferentes. La unidad fórmula

(molécula) del acido oxálico es (COOH)2 (PF=90.04 uma; masa molar=90.04

g/mol). Sin embargo, cuando el acido oxálico se obtiene por cristalización de una

disolución acuosa, por cada molécula de acido oxálico hay dos moléculas de agua

presente, aunque aparezca seco. La fórmula de este hidrato es (COOH)2 x 2H2O

(PF=126.06 uma; y su masa molar de 126.06 g/mol). El punto muestra que los

cristales contienen dos moléculas H2O por cada molécula (COOH)2. El agua

puede eliminarse de los cristales calentando, para quedar acido oxálico anhidro

(COOH)2. anhidro significa “sin agua”. El sulfato de cobre (II), un compuesto

iónico, muestra un comportamiento similar. El sulfato de cobre (II) anhidro (CuSO4;

PF=159.60 uma; masa molar=159.60 g/mol) es casi blanco. El sulfato de cobre (II)

hidratado (CuSO4 x 5H2O; PF=249.68 uma; masa molar=249.68 g/mol) es azul

intenso.

2.9 Expresión de las reacciones Químicas. Tipos de Reacciones

Químicas

Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias se cambian

en una o más nuevas sustancias.

Una ecuación química usa los símbolos químicos para mostrar lo que sucede

durante una reacción química


2.9.1 Tipos de Reacciones Químicas: Descomposición, Combinación,

Desplazamiento, Doble Desplazamiento. Reacciones REDOX Para empezar, es necesario tomar en cuenta que en la mayoría de los

casos, las reacciones que requieren los elementos como reactivos son redox. Así,

todas las reacciones de combustión (que implican al O2 elemental), lo mismo que

muchas reacciones que implican muchos elementos son de naturaleza redox.

Reacción de combinación A + B C

0

2(g)

0

(s) OS

2

2(g)

4OS

0

2(g)

0

(s) N3Mg

2

2(s)

3

3 NMg

En donde los números de arriba de cada elemento denotan el número de

oxidación. Este formato permite identificar de inmediato los elementos que se

oxidan (un incremento en el número de oxidación) y los que se reducen (un

decremento en el número de oxidación). Ver reacciones REDOX.

Las reacciones de descomposición que producen 1 o más elementos libres son

predominantemente redox.

Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para formar H2O


Ejemplo

2

(s)

2O2Hg

0

2(g)

0

(l) O2Hg

2

3(s)

5OCl2K 1

0

2(g)

-1

(s) O2KCl

1

(s)

1H2Na

0

2(g)

0

(s) H2Na

Reacciones de desplazamiento Las reacciones en las que un elemento desplaza a otro de un compuesto se

denominan reacciones de desplazamiento. Estas reacciones son siempre redox.

Cuanto más fácilmente un metal forma iones positivos, más activo se dice que es.

Los metales activos desplazan a los menos activos o al hidrógeno de sus

compuestos en disolución acuosa para producir la forma oxidada del metal más

activo y la forma reducida (metal libre) del otro metal o hidrógeno.

En la tabla 1, los metales más activos se colocan al principio de la primera

columna. Estos metales tienden a reaccionar para producir sus formas oxidadas

(cationes). Los elementos del final de la serie de actividad (primera columna de la

tabla 1) tienden a permanecer en su forma reducida. Fácilmente pasan de sus

formas oxidadas a sus formas reducidas.


Tabla 1. Serie de actividades de algunos elementos

Elemento

Forma reducida común

Forma oxidada común

Li

de

sp

laza

n h

idró

ge

no d

e á

cid

os n

o o

xid

an

tes

Desp

laza

n h

idró

ge

no

de

l

va

po

r

Desp

laza

n

hid

róg

en

o

de

l ag

ua

fría

Li Li+

K K K+

Ca Ca Ca2+

Na Na Na+

Mg Mg Mg2+

Al Al Al3+

Mn Mn Mn2+

Zn Zn Zn2+

Cr Cr Cr3+, Cr5+

Fe Fe Fe2+, Fe3+

Cd Cd Cd2+

Co Co Co2+

Ni Ni Ni2+

Sn Sn Sn2+, Sn4+

Pb Pb Pb2+, Pb4+

H (un no metal) H2 H+

Sb (un metaloide) Sb Sb3+

Cu Cu Cu+, Cu2+

Hg Hg Hg2

2+, Hg2+

Ag Ag Ag+

Pt Pt Pt2+, Pt4+

1. Metal más activo + Metal menos activo + Sal de metal menos activo Sal de metal más activo Ejemplo 11 Una pieza grande de zinc metálico se coloca en una disolución de sulfato de cobre (II), CuSO4. La disolución azul se vuelve incolora cuando el cobre metálico se deposita en el fondo del recipiente. La disolución resultante contiene sulfato de zinc, ZnSO4. Escribir las ecuaciones ajustadas de unidad fórmula, iónica total e iónica neta para la reacción.


Planteamiento Los metales de zinc y cobre no están ionizados o disociados en contacto con H2O, CuSO4 y ZnSO4 son sales solubles (regla de solubilidad 5), así que se escriben en forma iónica. Solución CuSO4(aq) + Zn(s) Cu(s) + ZnSO4(aq)

(s)

2-

4(aq)

2

(aq) ZnSOCu (s)

2-

4(aq)

2

(aq) CuSOZn

Cu2+

(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq)

Esta reacción de desplazamiento, el metal más activo, cinc, desplaza de la

disolución acuosa a los iones del menos activo, cobre.

1. Metal activo + Hidrógeno + Acido no oxidante Sal del ácido Un método común para la preparación de pequeñas cantidades de hidrógeno

implica la reacción de metales activos con ácidos no oxidantes, como HCl y

H2SO4. Por ejemplo, cuando el zinc se disuelve en H2SO4, la reacción produce

sulfato de zinc; el hidrógeno es desplazado del ácido, y burbujea como H2

gaseoso. La ecuación de unidad fórmula para esta reacción es

Zn(s + H2SO4(aq) ZnSO4(aq)+ H2(g)

Acido fuerte sal soluble El acido sulfúrico (en disolución muy diluida) y el sulfato de zinc existen

principalmente como iones; asi la ecuación ionica total es

(s)

2-

4(aq)(aq) ZnSO2H

2(g)

2-

4(aq)

2

(aq) HSOZn

La eliminación de las especies que no reaccionan comunes a ambos lados de la

ecuación iónica total da la ecuación iónica neta:

Zn(s + 2H+(aq) Zn2+

(aq)+ H2(g)


La tabla 1 da la serie de actividad. Cuando cualquier metal que está encima del

hidrógeno en la serie se añade a una disolución de un ácido no oxidante como el

clorhídrico, HCl, y el acido sulfúrico, H2SO4, el metal se disuelve para producir

hidrógeno, y se forma una sal. HNO3 es el acido oxidante común. Reacciona con

los metales activos para producir óxidos de nitrógeno, pero no hidrógeno, H2.

Ejemplo 12 ¿Cuál de los siguientes metales pueden reaccionar para desplazar al hidrógeno de una disolución de acido clorhídrico? Escribir las ecuaciones apropiadas para las reacciones que puedan ocurrir. Al, Cu, Ag Planteamiento La serie de actividades de los metales, Tabla 1, nos dice que cobre y plata no desplazan al hidrógeno de las disoluciones de ácidos no oxidantes. El aluminio es un metal activo que puede desplazar H2 del HCl y formar cloruro de aluminio. Solución

2Al(s + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq)+ 3H2(g)

(s)

-

(aq)(aq) 2AlClH 6 2(g)

-

(aq)

3

(aq) H3ClAl 32

(s)(aq) AlH 26

3

(aq)2(g) AlH 23

Los metales muy activos pueden desplazar al hidrógeno incluso del agua. Sin

embargo, tales reacciones de los metales muy activos del grupo IA son peligrosas

porque generan calor suficiente para causar la ignición explosiva del hidrógeno. La

reacción del potasio, u otro metal del grupo IA, con agua también es una reacción

de desplazamiento:

2(g)HaqOH

(aq)K2

(l)O

22H

(s)2K

Ejemplo 13 ¿Cuál de los siguientes metales pueden desplazar al hidrógeno del agua a temperatura ordinaria? Escribir las ecuaciones apropiadas para las reacciones que puedan ocurrir. Sn, Ca, Hg


Planteamiento La serie de actividades, tabla 1, nos dice que el estaño y el mercurio no pueden desplazar hidrógeno del agua. El calcio es un metal muy activo (tabla 1) que desplaza hidrógeno del agua fría y forma hidróxido cálcico, una base fuerte soluble. Solución Ca(s) + 2H2O(l) H2(g) + Ca(OH)2(aq)

2(g)H

(aq)OH

(aq)Ca

(l)O

22H

(s)Ca

22

(aq)

OH(aq)

Ca2(g)

H(l)

O2

2H(s)

Ca 22

3. No Metal activo + No Metal menos activo + Sal de no metal menos activo Sal de no metal más activo Muchos no metales desplazan a no metales menos activos de sus combinaciones

con un metal u otro catión. Por ejemplo, cuando se burbujea cloro a través de una

disolución que contiene iones bromuro (derivada de una sal iónica soluble, como

bromuro sódico, NaBr), el cloro desplaza a los iones bromuro para formar bromo

elemental e iones cloruro (como cloruro sódico acuoso):

-

(aq)(aq)2(g) BrNa2Cl 2(l)

-

(aq)(aq) BrClNa 2

Cloro disolución de bromuro disolución de cloruro bromo Similarmente, cuando se añade bromo a una disolución que contiene iones yoduro, estos son desplazados por el bromo para formar yodo e iones bromuro:

-

(aq)(aq)2(l) INa2Br

2(l)

-

(aq)(aq) IBrNa 2

Bromo disolución de yoduro disolución de bromuro yodo

Cada halógeno desplazará a los halógenos menos activos (más pesados) de sus sales binarias; es decir, el orden de actividad creciente es I2<Br2<Cl2<F2 Inversamente, un halógeno no desplazará a los miembros más activos(ligeros) de sus sales:


I2(s) + 2F- no hay reacción Reacciones REDOX El termino oxidación originalmente se refería a la combinación de una sustancia

con oxígeno. Esto resulta en el aumento en el estado de oxidación de un elemento

de esa sustancia. De acuerdo con la definición original, las siguientes reacciones

implican la oxidación de la sustancia mostrada más a la izquierda en cada

ecuación. Los estados de oxidación se dan para un átomo de la clase indicada.

1. La formación de Fe2O3, oxido de hierro (III): Estado de oxidación de Fe

4Fe(s) + 3O2(g) 4Fe2O3(s) 0 +3

2. Reacciones de combustión: Estado de oxidación de C

C(s) + O2 (g) CO2(g) 0 +4 2CO(g) + O2(g) CO2(g) +2 +4 C3H8(s) + 5O2(g) 3 CO2(g) +4H2O(g) -8/3 +4 Los agentes oxidantes son especies que:

oxidan otras sustancias,

son reducidas

ganan electrones

Los agentes reductores son especies que:

Reducen otras sustancias

Se oxidan

Pierden electrones

2.10 Cálculos con Ecuaciones Químicas

Relaciones ponderales Las relaciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química representan la estequiometría de la reacción. Para interpretar una reacción cuantitativamente, se requiere aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol


La pregunta básica que se plantea en muchos cálculos estequiométricos es: si se conocen las cantidades de las sustancias iniciales (esto es, los reactivos) en una reacción, ¿Qué cantidad de producto se formará?, o en otros casos se pueden plantear la pregunta inversa: ¿Que cantidad de materia prima se puede usar para obtener una cantidad especifica de producto?. En la practica las unidades empleadas en los reactivos (o productos) pueden ser moles, gramos, litros (en el caso de gases) u otras unidades. Considérese la combustión del monóxido de carbono en el aire para formar dióxido de carbono: 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) La ecuación y los coeficientes estequiométricos se pueden leer como: “Dos moles de monóxido de carbono gaseoso se combinan con un mol de oxígeno gaseoso para formar dos moles de dióxido de carbono”. En su uso ordinario el método del mol consta de los siguientes pasos:

1. Escríbanse las fórmulas correctas de todos los reactivos y productos, y balancéese la ecuación resultante.

2. Conviértanse las cantidades de algunas o de todas las sustancias dadas o

conocidas (generalmente los reactivos) en moles.

3. Utilícense los coeficientes de las ecuaciones balanceadas para calcular el numero de moles de las cantidades desconocidas o buscadas (generalmente los productos) en el problema.

4. Empleando los números calculados de moles y las masas molares,

conviértanse las cantidades desconocidas a las unidades requeridas (por lo general en gramos).

5. Verifíquese que la respuesta sea razonable en términos.

Ejemplo 14 Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el correspondiente hidróxido del metal alcalino. Una reacción común entre el litio y el agua: 2Li(s) + 2H2O(l) 2LiOH(aq) + H2(g)


a)¿Cuántos moles de H2 se pueden formar para completar la reacción de 6.23 moles de Li con agua? b) ¿Cuántos gramos de H2 se pueden formar mediante la reacción completa de 80.57 g de Li con agua? Solución a) Paso 1: la ecuación balanceada esta dada en el problema. Paso 2: no se necesita hacer conversión alguna porque la cantidad inicial del material, Li, esta dada en moles. Paso 3: dado que dos moles de Li producen 1 mol de H2, se calculan los moles de H2 como sigue: Moles de H2 producidos = 6.23 mol Li x 1mol de H2 2 mol de Li =3.12 mol de H2 Paso 4: Este paso no se requiere. Paso 5: Se empieza con 6.23 moles de Li y se producen 3.12 moles de H2. Como 2 moles de Li producen 1 mol de H2, 3.12 moles es una cantidad razonable. b) Paso 1: la reacción es la misma que en el inciso a. Paso 2: El numero de moles de Li esta dado por Moles de Li = 80.57 g Li x 1 mol Li = 11.61 mol Li 6.941 g Li Paso 3: Dado que 2 moles de Li producen un mol de H2, se calcularan los moles como sigue: Moles de H2 producidos = 11.61 mol Li x 1 mol H2 = 5.805 mol H2 2 mol Li Paso 4: De la masa molar de H2 (2.016 g), se calcula la masa de H2 producida: Masa de H2 producida = 5.805 mol H2 x 2.016 g H2 = 11.70 g H2 1 mol H2 Paso 5: La cantidad de 11.70 g de H2 es razonable. Ejemplo 15 Los alimentos que comemos, se degradan o rompen en nuestros cuerpos para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y las funciones del organismo. Una ecuación general global para este proceso muy complejo representa la degradación de glucosa (C6H12O6) en dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O): C6H12O6 + 6O2 6CO2 +6H2O


Si un cuerpo consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cual es la masa de CO2 producida? Solución Paso 1: Se proporciona la ecuación balanceada. Paso 2: La masa molar de C6H12O6 es 180.2g, así el numero de moles de C6H12O6 en 856g es C6H12O6 Moles de C6H12O6 = 856 g C6H12O6 x 1 mol C6H12O6 180.2 g de C6H12O6 = 4.75 mol de C6H12O6 Paso 3: De la ecuación balanceada se ve que 1 mol de C6H12O6 producen 6 moles de CO2, así el número de moles de CO2 producidos esta dado por Moles de CO2 producidos = 4.75 mol de C6H12O6 x 6 mol CO2 1 mol C6H12O6 =28.5 mol CO2 Paso 4: La masa molar de CO2 es de 44.01 g. Para convertir los moles de CO2 en gramos de CO2 se escribe Masa de CO2 producida = 28.5 mol CO2 x 44.01 g CO2 1 mol CO2 = 1.25 x 103 g CO2 Paso 5: La masa de CO2 producida es 1.25 x 103 g CO2, cantidad razonable de CO2 resultante del consumo de 856 g de C6H12 O6. Ejemplo 16 El compuesto cisplatino Pt(NH3)2Cl2 se ha usado como agente antitumoral. Se prepara mediante la reacción entre tetracloroplatinato de potasio (K2PtCl4) y amoniaco (NH3): ¿Cuántos gramos de cisplatino se pueden obtener a partir de 0.8862 g de K2PtCl4? Se puede suponer que hay suficiente NH3 para reaccionar con todo el K2PtCl4. Solución Paso 1: La ecuación balanceada esta dada. Pasos 2, 3 y 4: De la ecuación balanceada se observa que 1 mol de K2PtCl4

producen 1 mol de Pt(NH3)2Cl2. Las masas molares de K2PtCl4 y Pt(NH3)Cl2 son 415.1 g y 300.1 g, respectivamente. Se combinan todos estos datos en una sola ecuación. Masa de Pt(NH3)2Cl2 producida = 0.8862 g de K2PtCl4 x 1 mol de K2PtCl4 x


415.1 g de K2PtCl4

1 mol de Pt(NH3)2Cl2 x 300.1 g de Pt(NH3)2Cl2 = 0.6407 g de Pt(NH3)2Cl2 1 mol de K2PtCl4 1 mol de Pt(NH3)2Cl2

Paso 5: Como las masas molares de K2PtCl4 y Pt(NH3)2Cl2 son comparables y se partió de 0.8862 g K2PtCl4, 0.6407 g de cisplatino es una cantidad razonable. Ejemplo 17 ¿Cuántas moléculas de O2 reaccionaran con 47 moléculas CH4 según la ecuación anterior? Planteamiento La ecuación ajustada nos dice que una molécula CH4 reacciona con dos moléculas O2. De esto podemos construir dos factores unidad: 1 molécula CH4 y 2 moléculas O2 2 moléculas O2 1 molécula CH4 Estos son los factores unidad para esta reacción porque numerador y denominador son químicamente equivalentes. En otras palabras, numerador y denominador representan la misma cantidad de reacción. Convertimos moléculas CH4 a moléculas O2. Solución ¿? Moléculas O2= 47 moléculas CH4 x 2 moléculas O2 1 molécula CH4 = 94 moléculas O2

2.11 Concepto de Reactivo Limitante y de Reactivo en Exceso

Cuando un químico efectúa una reacción, comúnmente los reactivos no están

presentes en las cantidades estequiométricas exactas, esto es, en las

proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo que se consume

primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad

de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra

presente originalmente. Cuando se acaba este reactivo, no se puede formar más

producto. Los otros reactivos, presentes en las cantidades mayores que aquellas

requeridas para reaccionar con las cantidades mayores que aquellas requeridas

para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente, se llaman reactivos

en exceso.


Antes de estudiar el concepto químico de reactivo limitante en estequiometría,

desarrollemos la idea básica considerando un ejemplo no químico simple pero

análogo.

Supongamos que tenemos cuatro rebanadas de jamón y seis

rebanadas de pan, y se quieren hacer tantos bocadillos de jamón como sea

posible usando sólo una rebanada de jamón y dos rebanadas de pan por

bocadillo. Obviamente, sólo se pueden hacer tres bocadillos, lo que esta

determinado por el pan. (En una reacción química esto correspondería a uno de

los reactantes que se esta usando, así que la reacción pararía). Por lo tanto el pan

es el reactivo limitante y la rebanada sobrante de jamón es el reactivo en exceso.

La cantidad de producto, bocadillos de jamón, esta determinada por la cantidad de

reactivo limitante, en este caso el pan. El reactivo limitante no es necesariamente

el menor en cantidad. Tenemos cuatro rebanadas de jamón, la cantidad más

pequeña, y seis rebanadas de pan. Pero la relación de reacción es dos rebanadas

de pan por cada rebanada de jamón, y así el pan es el reactivo limitante.

Ejemplo 18 ¿Qué masa de CO2 se formaría en la reacción de 16 g CH4 con 48 g de O2? Planteamiento La reacción ajustada nos dice que un mol de CH4 reacciona con dos moles de O2. CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Se dan las masas de CH4 y O2, así que calculamos el numero de moles de cada reactante, y luego determinamos el numero de moles de cada reactante necesarios para reaccionar con el otro. A partir de estos cálculos podemos identificar el reactante limitante. Basamos el cálculo en ello. Solución

¿? Moles CH4 = 16 g CH4 x 1mol CH4 16 g CH4 = 1 moles CH4 ¿? Moles O2 = 48 g O2 x 2 moléculas O2 32 g O2 =1.5 moles O2


Ahora volvemos a la ecuación ajustada. Primero calculamos el número de moles de O2 necesarios para reaccionar con 1 moles de CH4. ¿? Moles O2= 1 moles CH4 x 2 moles O2 1 mol CH4 = 2 moles O2 Vemos que se necesitan dos moles de O2, pero tenemos 1.5, así que O2 es el reactante limitante. Alternativamente, podemos calcular el número de moles de CH4 que reaccionarían con 1.5 moles de O2. ¿? Moles CH4 = 1.5 moles O2 x 1mol CH4 2 moles O2 = 0.75 moles CH4 Esto nos dice que sólo se requerirán 0.75 moles de CH4 para reaccionar con 1.5 moles de O2. Pero tenemos 1 moles de CH4, así que de nuevo vemos que O2 es el reactante limitante. La reacción debe parar cuando el reactante limitante, O2, se use, así que basamos los cálculos en O2. g de O2 moles de O2 moles de CO2 g de CO2 ¿? g CO2 = 48 g O2 x 1mol O2 x 1mol CO2 x 44 g CO2 32 g O2 2 moles O2 1 mol CO2 =33 g CO2 Así, 33 gramos de CO2 es la mayor cantidad de CO2 que puede producirse a partir de 16 gramos de CH4 y 48 gramos de O2. Si hubiéramos basado nuestros cálculos en CH4 en lugar de O2, el resultado habría sido demasiado grande (44 gramos), y mal porque se necesitaría mas O2 que el que hay. Otra aproximación a problemas como el del ejercicio anterior es calcular el número de moles del reactante: ¿? Moles CH4 = 16 g CH4 x 1mol CH4 16 g CH4 = 1 moles CH4 ¿? Moles O2 = 48 g O2 x 2 moléculas O2 32 g O2 =1.5 moles O2 Entonces volvemos a la ecuación ajustada. Primero calculamos la relación necesaria de reactantes como indica la ecuación química ajustada. Luego calculamos la relación disponible de reactantes y comparamos las dos. Relación necesaria Relación disponible 1 mol CH4 = 0.50 moles CH4 1moles CH4 = 0.67 moles CH4 2 moles O2 1 moles O2 1.50 moles O2 1 moles O2


Vemos que cada mol de O2 requerirá exactamente 0.50 moles de CH4 para consumirse completamente. Pero tenemos 0.67 moles de CH4 por cada mol de O2, así que hay O2 insuficiente para reaccionar con todo el CH4 disponible. La reacción debe parar cuando se acabe el O2; el O2 es el reactante limitante, y debemos basar los cálculos en él. Ejemplo 19 ¿Cuál es la máxima masa de Ni(OH)2 que podría prepararse mezclando dos disoluciones que contienen 25.9 gramos de NiCl2 y 10 gramos de NaOH, respectivamente? NiCl2 + 2NaOH Ni(OH)2 + 2NaCl Planteamiento Interpretando la ecuación ajustada como es habitual, tenemos NiCl2 + 2NaOH Ni(OH)2 + 2NaCl 1 mol 2 moles 1 mol 2 moles 129.6 g 2(40 g) 92.7 g 2(58.4 g) Determinamos el número de moles presentes de NiCl2 y NaOH. Luego hallamos el número de moles de cada reactante necesario para reaccionar con el otro. Estos cálculos identifican al reactante limitante. Basamos los cálculos en el. Solución ¿? Moles NiCl2 = 25.9 g NiCl2 x 1 mol NiCl2 = 0.200 moles NiCl2 129.6 g NiCl2 ¿?Moles NaOH= 10.0 g NaOH x 1 mol NaOH = 0.250 moles NaOH 40.0 g NaOH Volvemos a la ecuación ajustada y calculamos el numero de moles de NaOH necesarios para reaccionar con 0.200 moles de NiCl2. ¿?Moles NaOH= 0.200 moles NaOH x 2 moles NaOH = 0.400 moles NaOH 1 mol NiCl2 Pero solo tenemos 0.250 moles de NaOH, así que NaOH es el reactante limitante. g de NaOH moles de NaOH moles de Ni(OH)2 g de Ni(OH)2

¿? g Ni(OH)2 = 10.0 g NaOH x 1 mol NaOH x 1 mol Ni(OH)2 x 92.7 g Ni(OH)2 40.0 g NaOH 2 moles NaOH 1 mol Ni(OH)2 = 11.6 g Ni(OH)2

Documents

UNIDAD II: ESTEQUIOMETRIA.UNIDAD II: ESTEQUIOMETRIA. Objetivos 1.- Aplicar la Estequiometría a los procesos y transformaciones químicas. 2.- Aplicar los conceptos sobre los diferentes