Dra. Diana Chalco Quezada FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGIA

Presentación del tema: "Dra. Diana Chalco Quezada FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGIA"— Transcripción de la presentación:

1 Dra. Diana Chalco Quezada FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGIA
ESTEQUIOMETRIA Dra. Diana Chalco Quezada FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGIA

2 ECUACION QUIMICA Y ESTEQUIOMETRIA
REACCION QUIMICA: Es la manifestación de un cambio en la materia. Se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes. Se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. Es un choque que provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan y se facilite que se formen nuevas uniones. A su expresión gráfica se denomina ECUACIÓN QUÍMICA, en la cual se expresan, en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción. A B → C D reactivos productos

3 BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Las ecuaciones químicas ajustadas o balanceadas obedecen a la ley de conservación de masa, que establece que la masa no se crea ni se destruye, por lo cual el número y tipo de átomos en ambos lados de la flecha en una ecuación deben ser iguales. Para esto se antepone en cada una de las especies químicas un número entero llamado coeficiente estequiométrico. Este número indica la proporción de cada especie involucrada y corresponde a la cantidad de materia que se consume o se forma durante la reacción. C 5H O2 → 5CO2 + 6H2O Coeficientes estequiometricos

4 RECORDAR: Para balancear una ecuación: 1) equilibrar los metales
2) equilibrar los no metales 3) equilibrar los Hidrógenos 4) equilibrar los Oxígenos

5 LEYES PONDERALES LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA: En toda reacción química, el peso total de las sustancias reaccionantes, es igual al peso total de las sustancias resultantes. LEY DE LA COMPOSICION CONSTANTE: Dos sustancias para formar un mismo compuesto, se combinan siempre en proporciones definidas e invariables.

6 LEYES PONDERALES LEY DE LA PROPORCIONES MULTIPLES: Cuando dos sustancias se unen en proporciones diferentes para dar compuestos diferentes, la masa de una permanece fija, mientras que la de la otra varía en proporción de números enteros. LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACION: A presión y temperatura fijas, los volúmenes de gases que reaccionan entre sí están en proporciones de números enteros sencillos.

7 ESTEQUIOMETRIA Reconocer las trascendencia de la determinación de las cantidades y productos involucrados en una reacción química, valorando la importancia que tiene este tipo de cálculos en el análisis cuantitativo de procesos que tienen repercusiones socio-económicas y ecológicas, con una actitud crítica y responsable.

8 ESTEQUIOMETRIA Es la parte de la Química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química: reactivos y productos. La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas en las que los elementos químicos están implicados. Las relaciones pueden ser : entre reactivos y productos , solo entre reactivos o solo entre productos. Cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a cabo, debe hacerse en base a una ECUACION QUIMICA BALANCEADA, para asegurar que el resultado sea correcto. En los problemas de estequiometría es importante saber realizar las conversiones de gramos a moles ó moles a gramos utilizando las masas molares.

9 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
MOL: es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia en el Sistema Internacional. El mol nos permite pasar de un nivel de moléculas a unidades más manejables a través del peso, o lo que es lo mismo , cualquier químico puede saber cuántos átomos y moléculas contiene una muestra, simplemente pesándola. Significa que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

10 MOL Básicamente un mol de cualquier sustancia es un peso igual al peso molecular expresado en unidades de masa atómica. Esto implica que un mol de cualquier sustancia contiene exactamente el mismo número de moléculas. Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100, pues un mol equivale a 6.022x 10²³. Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

11 MOL Y MASA MOLECULAR Todos los elementos de la tabla periódica tienen una determinada masa atómica. Por ejemplo, el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079, mientras que el oxígeno tiene una masa atómica de 15,999. De este modo una molécula de agua (H2O, dos átomos de hidrógeno unidas a uno de oxígeno) tendrá una masa atómica aproximada de 18. O lo que es lo mismo, un mol de agua pesará aproximadamente 18 gramos. Igualmente un mol de átomos de neón pesará 20,180 gramos. Pero ¿cómo se puede saber cuántas moléculas existen en estos 18 gramos de agua pura, es decir, en un mol de agua?

12 NUMERO DE AVOGADRO Avogadro descubrió a principios del siglo XIX la relación entre la cantidad de moléculas o átomos de una sustancia y los moles. En general, un mol de cualquier sustancia contiene 6,022 x 1023moléculas o átomos de dicha sustancia. Así pues en un mol de agua (H2O) hay 6,022 × 1023 moléculas de H2O, o lo que es lo mismo, 2 × 6,022 × 1023 átomos de hidrógeno y 6,022 × 1023 átomos de oxígeno.

13 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
1 MOL de un elemento = x 10²³átomos Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con los moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo. Para cualquier ELEMENTO:  1 MOL = X 10²³ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

14 Moles Átomos Gramos (Masa atómica) 1 mol de S 6.022 x 1023 átomos de S 32.06 g de S 1 mol de Cu 6.022 x 1023 átomos de Cu 63.55 g de Cu 1 mol de N 6.022 x 1023 átomos de N 14.01 g de N 1 mol de Hg 6.022 x 1023 átomos de Hg g de Hg 2 moles de K x 1023 átomos de K 78.20 g de K 0.5 moles de P x 1023 átomos de P g de P

15 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Calcular los gramos de reactivos necesarios y/o productos formados, conociendo los gramos y moles de otro reactivo o producto. 1. Comience con los gramos de la sustancia que le dan en el problema, conviértalos a moles utilizando la masa molar de la sustancia. 2. Use los coeficientes de la ecuación química balanceada para determinar la razón de moles entre sustancias. Ejemplo: aA Bb → cC dD a moles de A + b moles de B → c moles de C + d moles de D

16 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Consideremos la ecuación ajustada de formación del agua: 2H O → H2O 2 moléculas de H molécula de O moléculas de H2O 2 mol de H mol de O moles de H2O 4 gramos de H gramos O gramos de H2O

17 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
CALCULOS MASA – MASA CALCULOS MASA – MOL CALCULOS MOL - MOL CALCULOS MASA - VOLUMEN CALCULOS VOLUMEN - VOLUMEN Se utilizan dos métodos: Factor molar: relaciona los moles de las sustancias que participan en la reacción. Proporciones: se basa en la relación de la cantidad en gramos de las sustancias que intervienen en la reacción.

18 RELACION DE MASA-MASA Calcular la masa de oxido de calcio ( CaO) que se obtiene a partir de 200 gramos de calcio (Ca). a) Ecuacion balanceada Ca + O2 → 2CaO 200 g X b) A partir del enunciado del problema se identifica el dato conocido y la incógnita: datos: masa de Ca = 200 g masa de CaO = X c) Se establecen las relaciones estequiométricos entre el dato conocido y la incógnita. La ecuación ajustada indica que a partir de 2 moles de calcio se obtienen 2 moles de óxido de calcio. La masa atómica corresponde al peso atómico de los elementos (obtenido de la tabla periódica) expresados en gramos. La masa molar es la suma de las masas atómicas de los elementos que forman parte de la molécula. MA del Ca = 40 g MA del O = 16 g MA del CaO = 40 g + 16 g = 56 g

19 RELACION DE MASA-MASA Como la masa de un mol de Ca es igual a 40 g y la de un mol de óxido de calcio es igual a 56 g, concluimos que 80 g de calcio se combinan con oxigeno para producir 112 g de óxido de calcio. 2 Ca O2 → 2CaO 2 • 40 g = 80 g • 56 g = 112 g 80 gramos de Ca gramos de CaO 200 gramos X X = 200 g x 112 g / 80 g = 280 g Respuesta: con 200 g de calcio se obtienen 280 g de óxido de calcio

20 RELACION MOL - MASA ¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)? - Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. -Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es g . - Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles. 25.0 g Fe ( 1 mol  55.85 g ) = 0.448 moles Fe

21 RELACION MOL-MASA ¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia? - En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH Na 1 x = 22.99 O 1 x = 16.00 H 1 x 1.01 = 40.00 g - La secuencia de conversión sería: 1.00 Kg NaOH X g 1 Kg = 1000 g NaOH 1000 g NaOH mol 40.00 g ) = 25.0 mol NaOH

22 RELACION VOLUMEN-VOLUMEN
Que volumen de hidrógeno se combinará con 12 litros de cloro para formar HCl? H2 + Cl2 → 2HCl 1 mol + 1mol → 2 moles 1 litro + 1 litro → 2 litros Por lo tanto 12 litros de cloro reaccionarán con 12 litros de hidrógeno.

23 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
Reactivo limitante: Es el reactivo que se consume por completo durante la reacción y que por tanto limita la cantidad de producto formado. N H2 → 2NH3 1 mol + 3 moles El nitrógeno es el reactivo limitante, es decir cuando se haya consumido todo el nitrógeno la reacción se detendrá. El hidrógeno es el reactivo en exceso, cuando la reacción se detiene, todavía hay una cantidad de hidrógeno sin reaccionar.

24 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO Y PUREZA
Reactivo limitante: es el que se consume por completo durante la reacción, y por tanto limita la cantidad de producto formado. Reactivo en exceso: es aquel que cuando la reacción se detiene, queda algo de él sin reaccionar. En una reacción química, la cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante, se llama rendimiento teórico; sin embargo la cantidad de producto que se obtiene generalmente es menor y se denomina rendimiento real. porcentaje de rendimiento= rend.real/rend.teorico x100

25 CONCENTRACION DE DISOLUCIONES
CONCENTRACION: Es la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente. Cuanto más soluto, más concentrada será la disolución. MOLARIDAD (M): Expresa la concentración de una disolución, como el número de moles de soluto que hay en un litro de disolución. Molaridad = moles de soluto/ vol.de disol.litro

26 INTERCONVERSION DE MOLARIDAD, MOLES Y VOLUMEN
La definición de molaridad, incluye tres cantidades: molaridad, moles de soluto y litros de disolución. Si conocemos dos de estas cantidades, podremos calcular la tercera. Así pues la molaridad es un factor de conversión entre volumen de disolución y moles de soluto. (Brown, LeMay,Bursten)

27 DILUCION Las disoluciones que se emplean en laboratorio suelen prepararse en forma concentrada, si se agrega agua para bajar su concentración, hemos realizado una dilución. Sabiendo que el número de moles de soluto es el mismo en ambas soluciones, concentrada y diluida, será: Mconc xVconc = MdilxVdil

28 ESTEQUIOMETRIA DE DISOLUCIONES
TITULACIONES: Se realiza para conocer la concentración de un soluto en una disolución. Para lo cual se hace reaccionar una muestra de la disolución con una disolución de reactivo de concentración conocida. Pueden ser: ácido-base, de precipitación o de oxidación-reducción.

29 TITULACIONES Para determinar la concentración de una disolución tomamos un volumen específico de ésta, luego agregamos lentamente la disolución de concentración conocida hasta que se de una reacción de neutralización. El punto en que se reúnen cantidades estequiométricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia o punto final de la titulación. Se ayuda de colorantes llamados indicadores.