E S T E Q U I O M E T RÍ A(97 2003)
- 1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA” ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO ESTEQUIOMETRÍA
- 2. RELACIONES DE MASA EN QUÍMICA. ESTEQUIOMETRÍA Masas Atómicas Escala del carbono 12. Masas atómicas. Número de Avogadro. El mol. Conversiones mol-gramo Relaciones de masa de las fórmulas químicas . Composición centesimal Fórmula empírica. Fórmula molecular. Relaciones de masa en las reacciones . Ajuste de reacciones. Relaciones de masa en las ecuaciones.
- 3. Escala de masa (o peso) atómica 1 H pesa 1.6735 x 10 -24 g y 16 O 2.6560 x 10 -23 g. Se define la masa del isótopo 12 C como equivalente a 12 unidades de masa atómica (umas) 1 uma = 1.66054 x 10 -24 g 1 g = 6.02214 x 10 23 umas De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica. MASAS ATÓMICAS
- 4. MASAS ATÓMICAS Y ABUNDANCIA ISOTÓPICA El isótopo 12 C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres isótopos en la Naturaleza: 12 C, 13 C y 14 C. La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas. Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa atómica del elemento es la media proporcional de las masas de los isótopos que lo componen: Masa atómica (umas) Abundancia (%) 35 Cl 34.97 75.53 37 Cl 36.97 24.47
- 6. NÚMERO DE AVOGADRO Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos N A , independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce como Número de Avogadro N A = 6.022 x 10 23 Masa atómica de H: 1.008 umas N A = 6.022 x 10 23 át de H Masa atómica de He: 4.003 umas N A = 6.022 x 10 23 át de He Masa atómica de S: 32.07 umas N A = 6.022 x 10 23 át de S
- 7. EL MOL Molécula Número de Avogadro de moléculas
- 8. EL MOL 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 10 23 át de He Un mol de H 2 O 6.022 x 10 23 moléculas de H 2 O Un mol de CH 4 6.022 x 10 23 moléculas de CH 4 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(H 2 SO 4 ) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) = 2 (1.0 uma) + (32.0 uma) + 4 (16.0uma) = 98.0 uma Luego la masa de un mol de H 2 SO 4 es 98 gramos (98 grs/mol) M(C 6 H 12 O 6 ) = 6 (12.0 amu) + 12 (1.0 amu) + 6 (16.0 amu) = 180 umas 180 grs/mol
- 9. CONVERSIONES MOL-GRAMO Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia: n = m M ¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ) ? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que 24,5 grs de H 2 SO 4 x = 0.25 mol de H 2 SO 4 1 mol de H 2 SO 4 98 grs de H 2 SO 4
- 10. COMPOSICIÓN CENTESIMAL Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. Ejemplo: H 2 SO 4 Masa molecular = 98 grs H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs O = 4 mol x 16 grs/mol = 64 grs S = 1 mol x 32 grs/mol = 32 grs % elemento = masa del elemento masa total del compuesto x 100 % H = 2 98 x 100 = 2.04 % de H % O = 64 98 x 100 = 65.3 % de O % S = 32 98 x 100 = 32.65 % de S
- 11. FÓRMULA EMPÍRICA A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica , que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo : calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: 6.64 grs de K x 1 mol de K 39.1 grs de K = 0.170 mol de K 8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr 52.0 grs de Cr = 0.170 mol de Cr 9.52 grs de O x 1 mol de O 16.0 grs de O = 0.595 mol de O b) Y se divide por el menor número de moles / 0.170 mol K / 0.170 mol K / 0.170 mol K = 1 mol K /mol K = 1 mol Cr /mol K = 3.5 mol O /mol K 1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K 2 Cr 2 O 7
- 12. FÓRMULA 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 C 6 H 6 . C 6 H 6 fórmula molecular 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 CH 2 O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular. “ CH” fórmula empírica n = 180 grs/mol glucosa 30 grs de CH 2 O Fórmula molecular = (CH 2 O)n Masa CH 2 O = 12 + 2 + 16 = 30, = 6 (CH 2 O) 6 C 6 H 12 O 6
- 13. ESCRITURA DE ECUACIONES QUÍMICAS Una ecuación química debe contener: CaO + CO 2 Todos los productos Las condiciones de la reacción CaCO 3 Todos los reactivos El estado físico de las sustancias (s) (s) (g)
- 14. AJUSTE 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. CH 3 CH 2 OH + O 2 CO 2 + H 2 O 3 2 3
- 15. RELACIONES DE MASA DE LAS ECUACIONES 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe reaccionan con 3 moles de O 2 para dar 2 moles de Fe 2 O 3 . Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo consumida. Ejemplo: ¿Cuantos moles de Fe 2 O 3 se producirán a a partir de… 4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe? 2 1 4 0.5
- 16. 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 1. ¿Cuántos moles de H 2 SO 4 se necesitan para producir 8.0 moles de Al 2 (SO 4 ) 3 ? RELACIONES DE MASA DE LAS ECUACIONES 8 mol Al 2 (SO 4 ) 3 x = 24 mol de H 2 SO 4 2 . ¿Cuántos moles de H 2 O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH) 3 ? 156 g Al(OH) 3 x = 6 mol de H 2 O 3 mol de H 2 SO 4 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 1 mol Al(OH) 3 78 g Al(OH) 3 6 mol de H 2 O 2 mol Al(OH) 3 x
- 17. 3 . ¿Cuántos grs de Al(OH) 3 reaccionarán con 59 g de H 2 SO 4 ? 59 g H 2 SO 4 x = 31 g Al(OH) 3 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 RELACIONES DE MASA DE LAS ECUACIONES 1 mol H 2 SO 4 98 g H 2 SO 4 2 mol Al(OH) 3 3 mol H 2 SO 4 x 78 g Al(OH) 3 1 mol Al(OH) 3 x
- 18. REACTIVO LIMITANTE Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante , pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso. 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (l)
- 19. RENDIMIENTO TEÓRICO La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico . Es una cantidad que se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las cantidades de reactivos empleadas. 39 g Al(OH) 3 x = 85.5 g Al 2 (SO 4 ) 3 ¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de hidróxido de aluminio? 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 6 H 2 O + Al 2 (SO 4 ) 3 1 mol Al(OH) 3 78 g Al(OH) 3 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 2 mol Al(OH) 3 x 342 g Al 2 (SO 4 ) 3 1 mol Al 2 (SO 4 ) 3 x Rendimiento Teórico
- 20. RENDIMIENTO TEÓRICO Y REACTIVO LIMITANTE ¿Qué sucede si existe un reactivo limitante? 2Sb (g) + 3I 2(s) 2SbI 3(s) Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I 2 , ¿cuál será el rendimiento teórico? 1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo: 1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI 3 2 mol de Sb = 1.2 mol de SbI 3 2.4 mol de I 2 x 2 mol de SbI 3 3 mol de I 2 = 1.6 mol de SbI 3 REACTIVO LIMITANTE
- 21. RENDIMIENTO EXPERIMENTAL. RENDIMIENTO PORCENTUAL El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el rendimiento teórico. Rendimiento porcentual = Rendimiento experimental Rendimiento Teórico x 100
- 22. PROBLEMA Cuando la metil amina CH 3 NH 2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH 3 NH 2(ac) + H + (ac) CH 3 NH 3 + (ac) Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H + , se producen 2.6 g de CH 3 NH 3 + . Calcular los rendimientos teóricos y porcentual. a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico: Rendimiento Teórico b) Se calcula el rendimiento porcentual: Rend. Porcentual = Rend. experimental Rend. Teórico x 100 = 2.6 3.1 x 100 = 83.9 %