ESTEQUIOMETRÍA.

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1 ESTEQUIOMETRÍA

2 INTRODUCCIÓN El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria y en el trabajo de laboratorio. En casi todas las profesiones entra en juego la deter­minación de cantidades correctas. Por ejemplo, la anfitriona de una reunión determina las cantidades de alimentos y bebidas necesarias para atender a sus invitados. Esas cantidades las definen recetas específicas, y también el conocimiento de las preferencias y gustos de los huéspedes. Una modista determina la cantidad de material, forro y encaje, necesaria para confeccionar un vestido para su cliente, tomando como base un patrón o su propia experiencia. Un colocador de alfombras determina - calculando áreas- las cantidades correctas de alfombra y tapiz necesarios para remodelar la casa de su cliente. Las autoridades hacendarías calculan la deducción correcta que debe aparecer en las nóminas, por concepto de impuestos federales, tomando como base el ingreso anual esperado por cada persona. También, el químico realiza el calculo de cantidades de productos o de reactivos, usando ecuaciones químicas balanceadas. Con dichos cálculos puede controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción.

3 LEYES PONDERALES LAVOISIER: Ley de conservación de la masa "En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción." Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de BALANCEAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción.

4 formación de nuevos enlaces
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS REACTIVOS PRODUCTOS (transformación) formación de nuevos enlaces ruptura de enlaces reagrupamiento Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS PRODUCTOS En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa, para ello, la reacción química debe estar BALANCEADA Una ecuación química está balanceada si se conserva el número de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para balancearla se utilizan los coeficientes estequiométricos N2 + 3H NH3

5 C3H8 O2 CO2 H2O 3 5 4 ECUACIÓN QUÍMICA
permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C3H8 + O2 CO2 H2O 3 5 4

6 2 moléculas de hidrógeno
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2H2 + O2 2H2O + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química balanceada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos

7 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles)
Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 moléculas de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química balanceada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

8 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas)
A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 g/mol y N = 14,01 g/mol), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 g/mol; N2 = 28,02 g/mol; NH3 = 17,04 g/mol 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

9 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
CÁLCULOS CON MOLES Conocida las moles de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las moles que intervienen en la reacción Ejemplo: Establecer el número de moles de O2 necesarias para quemar 1,20 mol de alcohol etílico C2H5OH C2H5OH(l) O2(g)  CO2(g) H2O(g) E 1 mol de C2H5OH mol de O mol de CO mol de H2O

10 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
CÁLCULOS CON MASAS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? 2KClO3 + 2KCl 3O2 2 mol de KCl 3 mol de O2 2 mol de KClO3 2 x 74,45 g de KCl 3 x 32 g de O2 2 x 122,45 g de KClO3 X g de O2 1000 g de KClO3 244,9 g de KClO3 96 g O2 = X = 392 g de O2 1000 g de KClO3 X g O2 1000 · 96 244,9

11 REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente. 2 moles de CO 2 moles de O2 0 moles de CO2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Después de la reacción

12 CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante reactivo en exceso se consume completamente queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe con 8 g de S para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? 8Fe + S8 8FeS 8 mol de Fe 1 mol de S 8 mol de FeS 8 x 56 g de Fe 256 g de S 8 x 87.9 g de FeS 7 g de Fe X g de S 256 g de S 446.8 g de Fe = X g de S 7 g de Fe 256 x 7 446.8 X = 4 g de S reactivo limitante: Fe reactivo en exceso: S

13 REACTIVOS CON IMPUREZAS
= gramos puros x 100 gramos impuros Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 g/mol 2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn = 22,75 g X X = 21,1 g de Zn Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2 65,38 g de Zn 2 g de H2 = 21,1 g de Zn Y Y = 0,645 g de H2

14 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas
En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química