UNIDAD IV ESTEQUIOMETRÍA

1. El mol: Cantidad de sustancia y su unidad de medida. a. Unidad de masa atómica. (uma)   Así: 1 uma = 1,6605610-24g y 1g = 6,0221023 uma

b. Masas atómicas y abundancia isotópica b.1. MASA ATÓMICA Corresponde a la masa de un átomo expresada en uma Es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica, uma. Ejemplo: la masa atómica del cobre, Cu, es 63,54 u; esto se debe interpretar como que un átomo de cobre es 63,54 veces mayor que la uma, y no como que la masa de un átomo de cobre es 63,54 g. La masa de un átomo de cobre expresada en gramos es: Masa de 1 átomo de Cu = 1,6605610-24  63,54 = 1,05510-22 g

b.2. ABUNDANCIA ISOTÓPICA En la Tabla Periódica aparecen los valores de las masas atómicas de los elementos, los que corresponden a un promedio ponderado, considerando la abundancia porcentual en la naturaleza de los isótopos estables de cada elemento. Ejemplo: Los isótopos más abundantes del cloro son 35Cl17 (75%) y 37Cl17 (25%) aproximadamente. ¿Cuál es la masa atómica ponderada? M.A.P = (masa de 35Cl17  75) + (masa de 37Cl17  25) = 35,5 uma 100  

c. Masa molecular. Corresponde a la masa de una molécula expresada en uma. Es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica, uma. Se determina sumando las masas atómicas de todos los elementos que la componen. Ejemplo: Determinar la masa molecular de: H2SO4 M H2SO4 = (2  1 u) + (1  32 u) + (4  16,00u) = 98,00 u   b) Ba3(PO4)2 M Ba3(PO4)2 = (3  137 u) + (2  31 u) + (8  16 u) = 601,00 u

Moles de distintas sustancias 2. El mol. Debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, es conveniente tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12. Mol Moles de distintas sustancias

El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determina experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA). 1 Mol NA= 6.022 x 1023 átomos, moléculas o iones. En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT), 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 L. Ejemplos: 1 mol de agua (H2O) = 6,0221023 moléculas de agua 1 mol de hierro (Fe) = 6,0221023 átomos de hierro 1 mol de electrones = 6,0221023 electrones

Si se conoce la masa atómica 3. Masa molar Se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (átomos o moléculas) de una sustancia. Por ejemplo: Masa atómica Masa molar Carbono (C) 12 uma 12 g Sodio (Na) 23 uma 23 g Fósforo (P) 31 uma 31 g Si se conoce la masa atómica de un elemento, también se conoce su masa molar.

Cálculos relacionados al mol     1. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH4 hay en 8,0 g de CH4? 2. ¿Cuántas moléculas deSO2 hay en 64,0 g de SO2? 3. ¿Cuántos átomos de Ca3(PO4)2 hay en 620 g de fosfato de calcio?

4. Composición Centesimal Indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de 100 gramos de un compuesto. Se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto. Para calcular la composición centesimal de cada elemento, se aplica la siguiente expresión:   Ejercicio. 1. Calcular el porcentaje de oxígeno, hidrógeno y nitrógeno presente en el ácido nítrico, HNO3. Las masas molares son: hidrógeno = 1 g/mol, nitrógeno = 14 g/mol y oxígeno = 16 g/mol

5. Fórmula empírica y molecular La fórmula empírica es la fórmula mínima de un compuesto. Indica la relación más sencilla de números enteros de cada elemento presente en un compuesto. La fórmula molecular es la fórmula real, ya que indica el número de átomos de cada elemento, presentes en el compuesto. A partir de la fórmula molecular podemos obtener la fórmula empírica si dividimos todos los subíndices entre el mínimo común divisor, pero todos deben ser divisibles de lo contrario la fórmula empírica y la molecular son iguales.

EJEMPLOS Nombre Fórmula Molecular Fórmula Empírica Glucosa C6H12O6 CH2O Butano C4H10 C2H5 Sacarosa C12H22O11 Acetileno C2H2 CH Benceno C6H6

Pasos para determinar F.E. y F.M… PASO 1: Tomar una base de 100 g, de acuerdo a la cual, 100 g de compuesto tienen tantos gramos de cada elemento como indique el porcentaje. PASO 2: Calcular los moles de cada átomo. PASO 3: Dividir los moles obtenidas entre el valor más pequeño. PASO 4: Los cocientes obtenidos, representan los subíndices de cada elemento. Estos números deben ser enteros sin redondear. PASO 5: Calcular la masa fórmula o masa molar de la fórmula empírica. PASO 6: Dividir la masa molar o masa fórmula real que proporciona el ejercicio como dato, entre la masa molar o masa fórmula de la fórmula empírica para obtener una valor “n” que es el número de veces que la fórmula molecular es mayor que la empírica. Este valor “n” se multiplica por los subíndices de la fórmula empírica y así obtenemos la molecular.

Ejercicio. 1. Determine la fórmula empírica y molecular de un compuesto que contiene 32,4% de Na, 22,6% de S y 45,1% de O. Su masa molar es 142 g/mol.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Estas relaciones pueden ser: mol-mol, mol-gramos, gramos-gramos, mol-volumen, volumen-gramos y volumen-volumen. Las relaciones pueden ser: entre reactivos y productos, sólo entre reactivos o sólo entre productos. Cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a cabo, debe hacerse en base a una ecuación química balanceada, para asegurar que el resultado sea correcto.

La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula es: Los datos para calcular el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES EN LA ECUACIÓN BALANCEADA. La sustancia deseada es la que se presenta como la incógnita y que puede ser en moles, gramos o litros; la sustancia de partida se presenta como dato y puede ser en: moles, gramos o litros.

Todo resultado estequiométrico se entregará redondeada a dos decimales. Recordando: Para redondear con dos decimales, usamos como base el tercer decimal. Si este es mayor o igual a 5, aumentamos una unidad al segundo decimal; si es menor o igual a 4 se conservara la cifra del segundo decimal.

2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 producen 2 g de MgO ¿Cómo leer una ecuación química? Ejemplo: Existen tres posibilidades: 1) 2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 producen 2 moléculas de MgO 2) 2 moles de Mg + 1 mol de O2 producen 2 moles de MgO 3) 48,6 gramos de Mg + 32,0 gramos de O2 producen 80,6 g de MgO Masa reactantes Masa productos No se puede leer de esta forma: 2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 producen 2 g de MgO

Ejemplo. Para la siguiente ecuación balanceada: 1.1. Cálculos mol-mol. En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en moles, y la sustancia deseada se pide en moles. Ejemplo. Para la siguiente ecuación balanceada: Calcule: a) ¿Cuántos mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? b) ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) reaccionan con 3.97 moles de Al?

1.2. Cálculos mol-gramo Ejemplos. Para la ecuación mostrada Calcule: a) Mol de Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio) que se producen a partir de 125 g de agua. b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.11 mol de NH3 (amoniaco).

1.3. Cálculos gramo – gramo. En este tipo de relación la sustancia de partida está expresada en gramos, y la sustancia deseada se pide en gramos. Ejemplo. De acuerdo con la siguiente ecuación balanceada: Calcule: ¿Cuántos gramos de H3PO4 (ácido fosfórico) son necesarios para producir 275 g de agua? ¿Cuántos gramos de Ca3(PO4)2 (fosfato de calcio) se forman cuando reaccionan 222 g de Ca(OH)2?

2. Volumen molar de un gas.   El volumen molar de un gas es el volumen que ocupa un gas a condiciones normales (C.N.) de temperatura y presión. Estas condiciones son: T = 0°C = 273 K P = 1 atm =760 mm de Hg = 760 torr Este volumen es fijo y constante para estas condiciones. Como el valor es por cada mol de gas, se puede obtener la siguiente equivalencia: 1 MOL DE GAS = 22.4 LITROS De esta equivalencia se obtienen los factores de conversión.

Para realizar un cálculo estequiométrico con volumen son necesarias dos condiciones: Que las sustancias sean gases. Que la reacción se efectúe en condiciones normales de temperatura y presión.   2.1. Cálculos mol-volumen. Ejemplo: Suponiendo que la reacción se efectúa a condiciones normales de temperatura y presión: Calcule: ¿Cuántos mol de KClO3 (clorato de potasio) son necesarios para producir 25 L de O2? ¿Cuántos litros de O2 se producen si se obtienen 5.11 moles de KCl (cloruro de potasio)?

2.2. Cálculos gramos-volumen. Ejemplo. La siguiente ecuación balanceada, muestra la combustión del propano y se efectúa a condiciones normales de temperatura y presión. ¿Cuántos gramos de C3H8 (propano) reaccionan con 50 litros de O2 (oxígeno)? ¿Cuántos litros de CO2 (dióxido de carbono) se producen a partir de 130 g de C3H8 (propano)? ¿Cuántos gramos de agua se obtienen al producirse 319 litros de CO2 (dióxido de carbono)?

3. Cálculos de reactivo limitante y porcentaje de rendimiento. En una reacción química no necesariamente se consume la totalidad de los reactivos. Generalmente alguno de ellos se encuentra en exceso. El otro reactivo, que es el que se consume totalmente se conoce como reactivo limitante. Para que una reacción se lleve a cabo debe haber sustancias (reactivos) capaces de reaccionar para formar los productos, pero basta que uno solo de los reactivos se agote para que la reacción termine. En los procesos industriales generalmente se usa un exceso el reactivo mas barato y fácil de conseguir, y se selecciona como limitante el más caro o difícil de conseguir.  

Ejemplo. El proceso Haber, para producción de amoniaco se representa mediante la siguiente ecuación balanceada: A partir de 100 g de N2 y 100 g H2. ¿cuántos g de NH3 (amoniaco) se obtienen? ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? Calcule la cantidad de g de reactivo en exceso que quedan al final de la reacción.

3.2. Porcentaje de rendimiento. Cuando una reacción química se lleva a cabo, son muchos los factores que intervienen, y generalmente la cantidad de producto que se obtiene en forma real es menor que la que se calcula teóricamente. El porcentaje de rendimiento es una relación entre la producción real y la teórica expresada como porcentaje. El porcentaje de rendimiento depende de cada reacción en particular. Hay reacciones con un alto % de rendimiento y otras donde el rendimiento es relativamente pobre.