Unidad II Quimica I-Estequiometría (1)

Relaciones de masa en las reacciones químicas

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Reacción química

Un proceso en el que una o más substancias se transforman en una o más nuevas sustancias. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas.

Ecuaciones químicas

Emplea símbolos químicos para mostrar lo que ocurre en una reacción química

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

1

2

3

reactivos productos

Cómo “leer” ecuaciones químicas

2 Mg + O2 2 MgO

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

2 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

La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutrones.

Para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas, se utilizará lo aprendido en la estructura y las fórmulas químicas

Estas relaciones ayudarán a su vez a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios de composición

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

En esta escala:1H = 1.008 uma

16O = 16.00 uma

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

Micro-mundoÁtomos y moléculas

Macro-mundogramos

3.1

uma: masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12

El litio en la naturaleza se encuentra como (isótopos):

7.42% 6Li (6.015 uma)

92.58% 7Li (7.016 uma)

7.42 x 6.015 + 92.58 x 7.016100 = 6.941 uma

3.1

Masa atómica promedio del litio:

Masa atómica promedio (6.941)

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos como hay en exactamente 12.00 gramos de 12C.

3.2

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023

El número de Avogadro (NA)

DOCENA = 12 PAR = 2

La 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 uma

1 mol de átomos 12C = 12.00 g 12C

1 mol de átomos de litio = 6.941 g de Li

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

3.2

Un mol de:

C S

Cu Fe

Hg

3.2

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

Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos como hay en exactamente 12.00 gramos de 12C.

1 mol = NA = 6.0221367 x 1023

La masa molar es la masa molecular expresada en gramos

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

x 6.022 x 1023 átomos K1 mol K

=

¿Entiendes qué es la masa molar?

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

1 mol K = 39.10 g K

1 mol K = 6.022 x 1023 átomos K

0.551 g K 1 mol K39.10 g K

x

8.49 x 1021 átomos K

3.2

Ejercicios

1. ¿Cuantas moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg?

2. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 moles de Zn?

Cantidad de reactivos y productos

¿Qué cantidad de productos se obtendrá a partir de cantidades específicas de las materias primas?

Para interpretar una reacción en forma cuantitativa es necesario aplicar el conocimiento de las masas molares y el concepto de mol.

La estequiometría: es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Para calcular la cantidad de producto formado en una ecuación se utilizan moles

Método del mol:Los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de c/sustancia

1. Escriba la ecuación química balanceada.

2. Convierta cantidades conocidas de sustancias en moles (generalmente los reactivos).

3. Use los coeficientes estequiométricos para calcular el número de moles de la cantidad buscada o desconocida (generalmente los productos).

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

3.8

“Estequiométricamente equivalente a” o “equivalente a”

De la misma manera:

a)

Paso1. La ecuación debe estar balanceadaPaso2 . Convertir la cantidad conocida de materia prima en moles.Paso3 . Puesto que 2 moles de Li producen 1 mol de H2 (2 mol Li 1 mol H2) las moles de H2 que se forman se calculan como sigue:

2Li(s) + 2H2O(l) 2LiOH(ac) + H2(g)

a) ¿Cuantas moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6.23 moles de Li con agua?

b) ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80.57 g de Li con agua?

1 mol H2

2 mol Lix6.23 mol de LiMoles de H2

producidos= = 3.12 moles de H2

Ejercicio 1:

b) Paso1. La ecuación debe estar balanceadaPaso2 . Convertir la cantidad conocida de materia prima en moles.

1 mol Li6.941 g Li

x80.57 g LiMoles de Li = = 11.61 mol Li

Paso 3. Puesto que 2 moles de Li producen 1 mol de H2 (2 mol Li 1 mol H2) las moles de H2 que se forman se calculan como sigue:

1 mol H2

2 mol Lix11.61 mol de LiMoles de H2

producidos= = 5.805 moles H2

Paso 4. a partir de la masa molar del H2 (2.016 g) se calcula la masa de H2 producido:

2.016 g H2

1 mol H2

x5.805 moles de H2gramos de H2

producidos= = 11.76 g H2

Paso1. Balanceo de ecuacionesPaso2. Cambiar a mol las cantidades de sustancias conocidasPaso3.Usar razón coeficientes estequiométricos reactivo/producto para obtener los molesPaso4. Usar moles de cantidad deseada en unidades buscadas

Ejercicio 2:

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

2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2OSi 209 g de metanol se consumen en la combustión,

¿qué masa de agua es producida?

gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O

Masa molarCH3OH

Coeficientes enla ecuación

Masa molarH2O

209 g CH3OH1 mol CH3OH32.0 g CH3OH

x4 mol H2O

2 mol CH3OHx

18.0 g H2O1 mol H2O

x =

235 g H2O3.8

Ejercicio 3:

Balanceo de ecuaciones químicas

Reacción química

Balanceo de ecuacion

Igual número de cada tipo de átomos en ambos lados de la reacción (Reactivos y productos)

2H2 + O2 2 H2O

2 molés de H2 reaccionan con 1 mol de O2 para producir 2 moles de H2O 4.04 g de H2 reaccionan con 32.00 g de O2 para formar 36.04 g de H2O

Balanceo de ecuaciones químicas1. Se identifica todos los reactivos y productos y se

escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho respectivamente.El bromuro de potasio reacciona con nitrato de plata y produce

nitrato de potasio y bromuro de plata

KBr(ac) + Ag NO3(ac) KNO3(ac) + AgBr(s)

2. En el balanceo de la ecuacion se cambian los números antecediendo las fórmulas (coeficientes) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación. Pero no se cambian los subíndices.

2NO2 NO ES IGUAL A N2O4

3. Comience balanceando los elementos que aparecen sólo una vez a cada lado de la ecuacion pero con diferente numero de atomos

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

2 carbonos en el lado izquierdo

1 carbono en el lado derecho

multiplique CO2 por 2

C2H6 + O2 2CO2 + H2O

6 hidrógenos enel lado izquierdo

2 hidrógenos en el ladoderecho multiplique H2O por 3

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O


4. Balancee los elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos

3.7

2 oxígenosen el lado izquierdo

4 oxígenos(2x2)

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

+ 3 oxígenos (3x1)

Multiplique O2 por 72

= 7 oxígenosen el lado derecho

C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O72

Quite la fracción multiplicando amboslados por 2 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O



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

3.7

2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

Reactivos Productos

4 C12 H14 O

4 C12 H14 O

4 C (2 x 2) 4 C12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2)14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6)

Balanceo de Ecuaciones

1)

2)

3)

Reactivo limitanteCuando se efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiometricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen mientras que parte de otros se recuperan al finalizar la reacción.

El reactivo que se consume primero en la reacción recibe el nombre de reactivo limitante. cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto.

Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesario para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Reactivo limitante

3.9

2NO + O2 2NO2

NO es el reactivo limitante

O2 es el reactivo en exceso

¿Cual es el reactivo limitante?

En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Comience con 124 g Al necesita 367 g Fe2O3

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

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

124 g Al1 mol Al

27.0 g Alx

1 mol Al2O3

2 mol Alx

102. g Al2O3

1 mol Al2O3

x = 234 g Al2O3


3.9

Calcule la masa de Al2O3 que se forma.

La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.

a)¿ Cuál de los dos reactivos es el limitante?b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

Ejercicio1:

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

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

Rendimiento porcentual de la reacción

ή [%]= Resultado real

Resultado teóricox 100

3.10

Rendimiento de una reacción

Ejercicio 1:

En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones de acero, se puede obtener al hacer reaccionar óxido de vanadio (V) con calcio a temperaturas elevadas:

En un proceso reaccionan 1.54E3 g de V2O5 con 1.96E3 g de Ca.

a)Calcule el rendimiento teórico de V.b)Calcule el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V.

5Ca + V2O5 5CaO + 2V

Estequiometría de soluciones

La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución.

M = molaridad =moles de soluto

litros de solución

¿Cuánta masa de Kl se requiere para hacer 500 mL de solución de Kl a 2.80 M?

volumen de solución de Kl

moles de KI gramos de KIM KI M KI

500 mL = 232 g KI166 g KI

1 mol KIx

2.80 mol KI

1 L solnx

1 L

1000 mLx

4.5

Concentración

N = gramos de soluto / (PM/n)litros de solución

Normalidad (N)

Recordemos que las sales son sustancias iónicas, formadas por un catión (+) y un anión (-).

La carga positiva es igual a la negativa

N = # equivalentes de soluto / litro de solución

# equivalentes = g de soluto / peq

Peq = PM / n (número de cargas)

Partes por millon (ppm)

Se utiliza como unidad para expresar concentraciones muy pequeñas (trazas) de una sustancia presente en una mezcla. Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto

ppm =miligramos del soluto

litro de solución

1ppm 1 1ppm 0.000001 1ppm 1 X 10-6

1,000,000

ProblemasSe tienen 2 g de AlCl3 en 250 ml de solución. Expresar la normalidad de la solución.

Masa dada: 2g de AlCl3

# equivalentes = 2 g / 26 g = 0,077 eq

PM = 27 + (16+1)x3 = 78 g / mol

N = # equivalentes de soluto / litro de solución

# equivalentes = g de soluto / peq

Peq = PM / n (número de cargas)

Peso equivalente =78 / 3 = 26 g

Normalidad = 0,077 eq / 0,25 l = 0,31

4.5

¿Cómo se prepararían 60.0 mL de HNO3 0.200 M,a partir de una reserva de solución de HNO3 4.00 M?

MiVi = MfVf

4.5

TitulacionesEn una titulación, una solución de una concentración conocida con exactitud, es agregada gradualmente a otra solución de concentración desconocida, hasta que la reacción química entre ellas está completa.

Punto de equivalencia – es el punto en el cual la reacción está completa

Indicador – sustancia que cambia de color en (o cerca) del punto de equivalencia.

Se agrega lentamente una base

a un ácido desconocido HASTA QUE el indicador

cambia de color4.7

Ejercicios:

1.¿Cómo se prepararía 2 x 102 mL de una disolución de NaOH 0.866M, a partir de una disolución concentrada 5.07M?

2. ¿Cómo se prepararía 60 mL de una disolución de HNO3 0.200 M, a partir de una disolución concentrada de HNO3 4.00 M?

3. La urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.

a)¿ Cuál de los dos reactivos es el limitante?b) Calcule la masa de (NH2)2CO que se formarác)Cuanto del reactivo en exceso (en gr) quedara sin reaccionar al final de la reaccion?

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

Ejercicios:

NORMALIDAD

4. Calcular la normalidad de 300 ml de solución que contiene 5 g de CaS.

5. Calcular la normalidad de 4 g de K2SO4 en 500 ml de solución

6. Calcular la normalidad de 3 g de Fe (NO3)3 en 200 ml de solución.

7. ¿Qué volumen de una solución de 1.420 M de NaOH se requiere para titular 25.00 mL de unasolución 4.50 M de H2SO4?

4.7

¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA!

H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4

4.50 mol H2SO4

1000 mL solnx

2 mol NaOH1 mol H2SO4

x1000 ml soln

1.420 mol NaOHx25.00 mL = 158 mL

Ejercicio 8:

El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosion

que se utiliza en construccion de naves espaciales, aviones, motores. Se obtiene mediante la siguinete reaccion:

Si reacciona 3.54 x 107 g de TiCl4 con 1.13 x 107 g de Mg.• a) Calcule el rendimiento reorico de Ti en gramos.• b) Calcule el porcentaje de rendimiento si realmente se

obtienen 7.91 x 106 g de Ti.

TiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl2(l)

Ejercicio9:

Ejercicios.

10. (a) Calcule la Molaridad de una solución de ácido ascórbico (C6H8O6, Vitamina C) la cual fue preparada disolviendo 1.80 g de ácido en agua hasta formar 125 ml de solución.

(b) Cuántos mililitros de ésta solución contienen 0.0100 mol de ácido ascórbico.

11. ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para preparar 250 ml de una disolución cuya concentración sea 2.16 M?

12. ¿Cual es el reactivo limitante?

En un proceso,124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3


Comience con 124 g Al necesita 367 g Fe2O3

Como tiene más Fe2O3 (601 g), Al es el reactivo limitante3.9

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

124 g Al1 mol Al

27.0 g Alx

1 mol Al2O3

2 mol Alx

102. g Al2O3

1 mol Al2O3

x = 234 g Al2O3


3.9

Calcule la masa de Al2O3 que se forma.

K2Cr2O7 (ac) + HCl (ac)→ KCl (ac) + CrCl3 (ac) + Cl2 (g) + H2O (l)

Balanceo de ecuaciones

Ag2S(s) + HNO3(ac) → AgNO3(ac) + NO(g) + S(s) + H2O(l)

FeS(s) + HNO3(ac)→ NO(g) + FeSO4(ac) + H2O(l)

KNO3 + H2SO4 + Hg → K2SO4 + NO + HgSO4 + H2O

Na2B4O7 + HCl + H2O → H3BO3 + NaCI

¿Cómo se prepararían 60.0 mL de HNO3 0.200 M,a partir de una reserva de solución de HNO3 4.00 M?

MiVi = MfVf

Mi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L

4.5

Vi =MfVf

Mi

= 0.200 x 0.064.00

= 0.003 L = 3 mL

3 mL de ácido + 57 mL de agua = 60 mL de solución

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Unidad II Quimica I-Estequiometría (1)