REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA

Presentación del tema: "REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA"— Transcripción de la presentación:

1 REACCIONES QUIMICAS Y ESTEQUIOMETRIA

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3 La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.

4 D CaCO3 CaO + CO2 (g) (s) Escritura de ecuaciones químicas
Una ecuación química debe contener: CaCO3 Todos los reactivos CaO CO2 Todos los productos El estado físico de las sustancias (s) (g) D Las condiciones de la reacción

5 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. CH3CH2OH O CO H2O 3 2

6 METODOS DE BALANCEO: Método del tanteo Método de cambio en el número de oxidacióno REDOX Método del Ión Electrón Método Algebraico

7 Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el equilibrio iónico. Recapitulando, tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.

8 las Bases se disocian en el catión positivo y el OH-

9 Método Ión-electrón Este método es práctico para balancear ecuaciones iónicas, ya que no requiere determinar los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, aquí se oxida el que pierda e-,  es decir, la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la derecha; y se reduce el que gane e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e-hacia la izquierda

10 PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR MÉTODO IÓN-ELECTRÓN
Se debe balancear la siguiente ecuación: MnO4-(ac) + Fe2+(ac) Medio Ácido Fe3+(ac) + Mn2+(ac) ¿Puede balancearse a simple vista esta ecuación?

11 Paso 1 Se identifican y se escriben las ecuaciones de las semirreacciones. Los estados de oxidación en la semi-rreacción en que participa el ion permanganato indican que el manganeso se reduce. Como el estado de oxidación del manganeso varia de +7 a +2, se reduce. Por tanto ésta es la semi-rreacción de reducción. Tiene electrones como reactivos aunque todavía no se escriben. La otra semi-rreacción es la oxidación de hierro(II) a hierro(III) y es la semi-rreacción de oxidación.

12 (El manganeso ya está balanceado)
Paso 2  Se balancea cada semi-rreacción Para la reacción de reducción se tiene que: MnO4-  Mn2+ (El manganeso ya está balanceado) Se balancea el oxígeno añadiendo 4H2O al lado derecho de la ecuación: MnO4-  Mn2+ + 4H2O A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 8H+ al lado izquierdo: 8H+ + MnO4-  Mn H2O

13 Todos los elementos están balanceados pero es necesario balancear los cargos usando electrones. De momento se tienen las siguientes cargas para reactivos y productos en la semi-rreacción de reducción. 8H+ + MnO ® Mn2+ 4H2O 8+ 1- 2+ 7+ +2

14 Se igualan las cargas añadiendo cinco electrones al lado izquierdo.
5e- + 8H++ MnO4- Mn H2O Ahora tanto los elementos como las cargas se encuentran balanceados por lo que ésta es una semi-rreacción de reducción balanceada. El hecho de que aparezcan cinco electrones del lado de los reactivos de la ecuación es lógico porque se requieren cinco electrones para reducir de MnO4-(en donde Mn tiene estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en donde Mn tiene estado de oxidación de +2).

15 Para la reacción de oxidación
Fe2+Fe3+ los elementos se encuentran balanceados, por lo que sólo hay que balancear la carga. Fe2+  Fe3+ Se necesita un electrón del lado derecho para tener carga neta 2+ en ambos lados.  Fe2+  Fe3+ + e-

16 Paso 3 Se iguala el número de electrones que se transfieren en las dos semirreacciones. Como en la semi-rreacción de reducción hay transferencia de cinco electrones y en la semi-rreacción de oxidación sólo se transfiere un electrón, hay que multiplicar la semi-rreacción de oxidación por 5. 5Fe2+  5Fe e-

17 Paso 4 Se suman las semirreacciones

18 5Fe2+(ac) + MnO4(ac) + 8H+(ac) 5Fe3+(ac) + Mn2+(ac) + 4H2O(l)
Obsérvese que los electrones se cancelan (como es lógico) para obtener la ecuación final balanceada. Se indican los estados físicos de reactivos y productos (ac) y (l) en este caso únicamente en la ecuación final balanceada. 5Fe2+(ac) + MnO4(ac) + 8H+(ac) 5Fe3+(ac) + Mn2+(ac) + 4H2O(l)

19 Inténtalo tú! Al arrancar el motor de un automóvil se emplea energía que es aportada por el acumulador del mismo. En éste se verifica una reacción de óxido reducción entre el plomo metálico y el óxido de plomo(IV) que da la potencia necesaria para el arranque. La ecuación no balanceada para una versión simplificada de la reacción es: Balancee esta reacción mediante el método de la ión-electrón (semi-reacciones). Pb(s) + PbO2(s) + H+(ac)  Pb2+(ac) + H2O(l)

20 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS A PARTIR DE ECUACIONES
Para realizar cálculos relacionados con un proceso químico se requiere: Tener la ecuación ajustada o balanceada Conocer como mínimo la cantidad en moles de una de las sustancias

21 Cálculo del número de moles de una sustancia
Para calcular el número de moles es necesario conocer si la sustancia es: Un sólido, y por tanto se encuentra medido en gramos Una solución acuosa, por tanto se conoce su volumen y concentración Un gas, por tanto se debe conocer las condiciones a las que se encuentra. Calcular el número de moles presentes en las siguientes sustancias: 250 g de Carbonato de Sodio 50 mL de solución acuosa de Acido Sulfúrico 0,5 M 2L de Oxigeno medidos a 20°C y 1 atm.

22 Relaciones de masa de las ecuaciones
4 Fe O2  2 Fe2O3 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 O2 para dar 2 moles de Fe2O3. 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 Fe2O3 se producirán a a partir de… 4 moles de Fe? moles de Fe? moles de Fe? mol de Fe?

23 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3
Relaciones de masa de las ecuaciones 2 Al(OH) H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3 1. ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para producir 8 moles de Al2(SO4)3? 3 mol de H2SO4 1 mol Al2(SO4)3 8 mol Al2(SO4)3 x = 24 mol de H2SO4 2. ¿Cuántos moles de H2O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH)3 ? 1 mol Al(OH)3 78 g Al(OH)3 6 mol de H2O 2 mol Al(OH)3 x 156 g Al(OH)3 x = 6 mol de H2O

24 Relaciones de masa de las ecuaciones
3. ¿Cuántos g de Al(OH)3 reaccionarán con 59 g de H2SO4? 2 Al(OH) H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3 1 mol H2SO4 98 g H2SO4 2 mol Al(OH)3 3 mol H2SO4 x 78 g Al(OH)3 1 mol Al(OH)3 x 59 g H2SO4 x = 31 g Al(OH)3

25 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. ¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de hidróxido de aluminio? 2 Al(OH) H2SO4  6 H2O + Al2(SO4)3 1 mol Al(OH)3 78 g Al(OH)3 1 mol Al2(SO4)3 2 mol Al(OH)3 x 342 g Al2(SO4)3 1 mol Al2(SO4)3 x 39 g Al(OH)3 x Rendimiento Teórico = 85.5 g Al2(SO4)3

26 A EJERCITARNOS

27 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 reactivos que no es la estequiométrica, entonces el que se gasta o consume primero se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso. 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)

28 Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante
¿Qué sucede si contamos con cantidades de dos o más reactivos? existe un reactivo limitante 2Sb(g) + 3I2(s)  2SbI3(s) Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I2, ¿cuál será el rendimiento teórico? 1) Se divide las moles de cada reactivo suministradas, por su coeficiente estequiométrico, se comparan los resultados obtenidos, el menor valor corresponde al reactivo límite 1.2 2 = 0.6 2.4 3 = 0.8 PARA Sb REACTIVO LIMITANTE PARA I2 2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante: 1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI3 2 mol de Sb 503 gr SbI3 1 mol de SbI3 x = 603,6 g SbI3

29 Rendimiento experimental
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, esta se conoce como rendimiento real o experimental. 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

30 Problema Cuando la metil amina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH3NH2(ac) + H+(ac)  CH3NH3+(ac) Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H+, se producen 2.6 g de CH3NH3+. Calcular los rendimientos teóricos y porcentual. a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico: 3 g CH3NH2 x 1 mol CH3NH2 31 g CH3NH2 = 3.1 g CH3NH3+ 1 mol CH3NH3+ x 32 g CH3NH3+ Rendimiento Teórico 0.1 mol H+ x 1 mol CH3NH3+ 1 mol H+ = 3.2 g CH3NH3+ x 32 g CH3NH3+ b) Se calcula el rendimiento porcentual: Rend. Porcentual = Rend. experimental Rend. Teórico x 100 = 2.6 3.1 x 100 = 83.9 %

31 Pureza de Reactivos En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto teóricamente predecible, una de las razones es que los reactantes pueden contener impurezas, generalmente expresadas en términos de porcentaje de pureza, el cual debe determinarse antes de iniciar el cálculo de rendimiento El Hidróxido de Sodio reacciona con el Dióxido de Carbono del aire para producir carbonato de sodio. 500 g de NaOH se dejaron al aire comprobandose por análisis posterior que la pureza del hidroxido era del 95%. Cuál es el rendimiento teórico del proceso? 2 NaOH(s) CO2(g)  Na2CO3(s) + H2O(l) 500 g NaOH x 95% = = 475 g NaOH puro 1 mol NaOH 40 g NaOH 1 mol Na2CO3 2 mol NaOH x 106 g Na2CO3 1 mol Na2CO3 x 475 9 g NaOH x Rendimiento Teórico = g Na2CO3

32 EJERCICIOS 1. En un proceso se parte de 20 g de hierro (pureza 60%) y de 30 g de solución de ácido sulfúrico al 80% en masa, para obtener sulfato ferroso e hidrógeno gaseoso . a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan? b) ¿Qué reactivo está en exceso? c) ¿Qué masa de hidrógeno se obtiene? d) ¿Cuál es el volumen en TPE ocupado por esa masa de hidrógeno? e) ¿Cuál sería la masa de sulfato ferroso obtenida si el rendimiento de la reacción es del 80 %? 2. Calcular la cantidad de caliza (CaCO3 impuro) cuya riqueza en carbonato de calcio es del 85,3 % que se necesita para obtener; por reacción con HCl en exceso; 9,26 L de CO2 a TPE. Escribir y balancear la ecuación química correspondiente.