¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?

Presentación del tema: "¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?"— Transcripción de la presentación:

1 ¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?
Cuando al poner en contacto dos o más sustancias: Se forma un precipitado Se desprenden gases Cambia de color Se desprende o absorbe energia (calor) Se percibe un “olor”, etcétera

2 Conversiones mol-gramo Relaciones de masa de las fórmulas químicas.
Masas Atómicas Escala del carbono 12. Masas atómicas. Número de Avogadro. El mol. Conversiones mol-gramo Relaciones de masa de las fórmulas químicas. Composición centesimal Fórmula empírica. Fórmula molecular. Relaciones de masa en las reacciones. Ajuste de reacciones. Relaciones de masa en las ecuaciones.

3 Masas atómicas Escala de masa (o peso) atómica
1H pesa x g y 16O x g. Se define la masa del isótopo 12C como equivalente a 12 unidades de masa atómica (umas) 1 uma = x g 1 g = x 1023 umas De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.

4 Número de Avogadro Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos NA, independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce como Número de Avogadro NA = x 1023 Masa atómica de H: umas NA = x 1023 át de H Masa atómica de He: umas NA = x 1023 át de He Masa atómica de S: umas NA = x 1023 át de S

5 Número de Avogadro de moléculas
El mol Molécula Número de Avogadro de moléculas

6 UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa
de un compuesto que contiene 6, moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6, átomosde dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

7 RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL
Molécula de ... un elemento un compuesto.  diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 2 átomos) (cada molécula tiene 1 átomo) 2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno Por ejemplo: Al2(SO4)3  1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6, átomos de Cu  En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu  En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 2 . 6, átomos de aluminio 3 . 6, átomos de azufre 12 . 6, átomos de oxígeno  En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia 

8 ESTEQUIOMETRIA DEFINICION Estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos.

9 RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS
Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. 2 * 2.02g g = * 18.02g 2H O H2O +

10 Ajuste o balance de reacciones
Ajuste o balance de reacciones Las ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debe 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 1 Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así: 1 mol de CH3CH2OH reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de CO2 3 moles de H2O y RELACIÓN MOLAR

11 Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas)
La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto determinado es constante. A B mA mB fisicanet.com.ar Proust: mA mB = constante mAB AB

12 FORMULAS EMPIRICAS Y MOLECULARES
La formula empírica contiene la proporción de números enteros de átomos mas sencilla en un compuesto químico. La formula molecular especifica el numero de átomos de una molécula. La empírica se obtiene de la composición porcentual de un compuesto. La molecular necesita del conocimiento adicional de la masa molecular de la especie.

13 Fórmula empírica A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles / mol K 6.64 grs de K x 1 mol de K 39.1 grs de K = mol de K = 1 mol K /mol K = 1 mol Cr /mol K = 3.5 mol O /mol K 8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr 52.0 grs de Cr = mol de Cr 9.52 grs de O x 1 mol de O 16.0 grs de O = mol de O 1 K : 1 Cr: 3.5 O K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7

14 Fórmula molecular La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6. “CH” fórmula empírica C6H6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular. n = 180 grs/mol glucosa 30 grs de CH2O Fórmula molecular = (CH2O)n Masa CH2O = = 30, = 6 (CH2O)6 C6H12O6

15 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Una ecuación química ajustada o balanceada indica las proporciones de combinación o estequiometria - en moles - de las sustancias reactivas y sus productos. Así : 2NaI + Pb(NO3) PbI2 + 2NaNO3 Indica que 2 moles de NaI se combina con 1 mol de Pb(NO3) para producir 1 mol de PbI2 y 2 moles de NaNO3

16 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?

17 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 8.0 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

18 Relaciones de masa de las ecuaciones
3. ¿Cuántos grs 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

19 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Dividir entre Multiplicar Multiplicar por la masa molar por la relación la masa molar estequiometrica Un calculo para relacionar el peso en g de los productos y los reactivos se lleva a cabo en tres pasos: 1 Transformar la masa conocida en g de una sustancia en su numero de moles; 2 Multiplicar por un factor que tenga en cuenta la estequiometria y 3. Convertir los datos de moles en las unidades métricas que pide la respuesta. Masa Moles Moles Masa

20 Conversiones mol-gramo
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia: m n = M ¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H2SO4)? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que 1 mol de H2SO4 98 grs de H2SO4 24,5 grs de H2SO4 x = 0.25 mol de H2SO4

21 masa total del compuesto
Composición centesimal Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % elemento = masa del elemento masa total del compuesto x 100 Ejemplo: H2SO4 Masa molecular = 98 grs H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs O = 4 mol x 16 grs/mol = 64 grs S = 1 mol x 32 grs/mol = 32 grs % H = 2 98 x 100 = 2.04 % de H % O = 64 98 x 100 = 65.3 % de O % S = 32 98 x 100 = % de S

22 formación de nuevos enlaces
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: PRODUCTOS REACTIVOS (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 y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos N2 + 3H NH3

23 COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS
Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros Cu + 2Ag Cu2+ + 2Ag ECUACIÓN QUÍMICA permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS señalan la proporción en que las sustancias han participado indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

24 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 ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos abalorios.us/carmen/disolucionesyestequiometria

25 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 ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

26 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 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 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

27 + CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN
 Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es: P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)  En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros CO + O2 CO2 2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2 abalorios.us/carmen/disolucionesyestequiometria

28 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes)
Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros 2H2 + O2 2H2O 2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O 2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O + Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos abalorios.us/carmen/disolucionesyestequiometria

29 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? KClO3 KCl 3/2 O2 + 1 mol de KClO3 1 mol de KCl 3/2 mol de O2 122,45 g de KClO3 74,45 g de KCl 48 g de O2 1000 g de KClO3 X g de O2 122,45 g de KClO3 48 g O2 1000 g de KClO3 X g O2 1000 · 72 122,45 = X = = 587,45 g de O2

30 REACTIVOS CON IMPUREZAS
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 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

31 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 O2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2 Después de la reacción abalorios.us/carmen/disolucionesyestequiometria

32 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 (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS 56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS 7 g de Fe X g de S reactivo limitante: Fe 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X = 4 g de S reactivo en exceso: S

33 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 productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad 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)

34 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

35 ¿Qué sucede si existe un reactivo limitante?
Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante ¿Qué sucede si 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 calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo: 1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI3 2 mol de Sb = 1.2 mol de SbI3 2.4 mol de I2 x 3 mol de I2 = 1.6 mol de SbI3 REACTIVO LIMITANTE 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 1005 gr SbI3 1 mol de SbI3 x = 1206 g SbI3

36 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. 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

37 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 %

38 La reacción ajustada es:
CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u) La reacción ajustada es: 2AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3 En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3: 1 (mol Na2S) 2 (mol AgNO3) 1 (mol Na2S) x = x = 0,02 moles de AgNO3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es: 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y = y = 0,2 L = 200 cm3

39 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

40 CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Resumen 1 Escribir la ecuación balanceada 2 Convertir la cantidad conocida del reactivo a numero de moles. 3 Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el numero de moles del producto formado. 4 Convertir las moles del producto en gramos de producto

41 EJERCICIO Cual es la masa de AgNO3(169.9g/mol) necesaria para convertir 2.33 g de Na2CO3(106g/mol) en Ag2CO3. Que cantidad de Ag2CO3 (275.7 g/mol) se forma? Na2CO3+ 2 AgNO Ag2CO3+ 2NaNO3

42 Ejercicio 1. Moles de Na2CO3
2. La ecuación ajustada o balanceada dice que 2 mol de AgNO3 / 1 mol de Na2CO3 3. Masa de AgNO3

43 Balanceo de ecuaciones químicas. Métodos:
Por inspección (tanteo) Algebraico Oxido-reducción Ion-electrón (químico)

44 BALANCE DE ECUACIONES METODO DE TANTEO
Pasos que son necesarios para balancear una reacción 1) Se determina cuales son los reactivos y los productos. 2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos. 3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

45 BALANCEO DE ECUACIONES
Ejemplo 1: HCL + Ca CaCl2 + H H H Sin balancear 1 Cl Cl Sin balancear 1Ca Ca Balanceado 2HCL + Ca CaCl2 + H2 (BALANCEADA) 2H H Balanceada 2Cl Cl Balanceado 1Ca Ca Balanceado

46 BALANCEO DE ECUACIONES
Ejemplo 2: C2H6 + O CO2 + H2O 2C C 6H H 2O O Al balancear ( Primero la molécula mayor): C2H6 + O CO2 + 3H2O 2C C Balanceado 6H H Balanceado 2O O Sin Balancear Entonces queda C2H O CO2 + 3H2O Como no existen 0.5 molécula de O2 entonces se multiplica a cada lado por 2 y queda así: 2C2H6 + 7O CO2 + 6H2O

47 BALANCEO DE ECUACIONES
METODO REDOX 1) Escribir los números de oxidación que tiene cada elemento que participa en la reacción tanto en los reactivos como en los productos.(En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos) 2) Verificar los cambios en el numero de oxidación de los elementos desde los productos hasta los reactivos. 3)Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa 4)Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteo

48 BALANCEO DE ECUACIONES
EJEMPLO: KClO KCl + O2 +1: K +5: Cl -2: O : K -1: Cl 0: O 2KClO KCl + 6O2

49 BALANCEO DE ECUACIONES
Paso 1: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación. Sn0+H+1+N+5O Sn+4O N+4O-2+ H+12O2- Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación: El Sn0 paso a Sn+4 y el N+5 paso a N+4 Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce: Sn0 + 4e Sn+4 se Oxida N e N+4 Se Reduce Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación Sn0 + 4e Sn+4 por 1 y la ecuación: N e N+4 por 4, lo que dará como resultado: Sn0 + 4e Sn+4 N e N+4 Paso 5: Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual: Sn0 + 4N Sn N+4 Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original: En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos: Sn + 4HNO SnO2+ 4NO2+ H2O Sn + 4HNO SnO2+ 4NO2+ 2H2O

50 Rendimiento de una reacción
Es la cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, etc... Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante

51 Reactivos limitantes El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limite. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar mas producto

52 En el análisis volumétrico se mide el volumen de una disolución de concentración exactamente conocida que se necesita para reaccionar, de forma completa, con el analito (sustancia a analizar). Los métodos volumétricos tienen la misma exactitud que los gravimétricos, pero tienen la ventaja de ser más rápidos y cómodos. Además, la misma naturaleza de estos métodos permite trabajar con muestras más pequeñas o con disoluciones más diluidas. Se entiende por disolución estándar de reactivo a la disolución de reactivo de concentración conocida que se utilizara para realizar un análisis volumétrico. Por valoración entendemos el proceso por el cual se añade lentamente una disolución estándar de reactivo, desde una bureta, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre los dos sea completa. El volumen gastado para llevar a cabo la valoración se determina por diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta.

53 Punto de equivalencia y punto final:
El punto de equivalencia es el punto de la valoración en el que la cantidad añadida de reactivo estándar (reactivo valorante) equivale exactamente a la de analito en la muestra. El punto final es el punto de una valoración en el que se produce un cambio físico asociado a la condición de equivalencia química. Normalmente este punto final se detecta añadiendo un indicador a la disolución de analito, con el fin de obtener un cambio físico observable (punto final). En la región del punto de equivalencia ocurren grandes cambios de la concentración relativa de analito y valorante, estos cambios de la concentración hacen que el indicador cambie de aspecto. Cambios típicos de indicador son un cambio de color, aparición o desaparición de un color y la aparición o desaparición de turbidez.

54 VOLUMETRÍA: Método de análisis que consiste en la medida precisa del volumen de un reactivo en disolución de concentración perfectamente conocida preciso para reaccionar estequio- métricamente con el analito contenido en la muestra. Nomenclatura *Agente valorante: Sustancia en disolución de concentración conocida (estándar). *Punto Final (P.F.) : momento en el que se visualiza o detecta el punto de equivalencia (p.e.) de la reacción volumétrica. *Indicador : sustancia o técnica que visualiza o detecta el punto de equivalencia. *Error volumétrico : p.F # p.e.

55 Técnicas volumétricas
Fundamento: La reacción volumétrica ha de ser completa y estequio- métrica. El volumen de la disolución de analito (sustancia a valorar) debe de ser fácilmente manejable (˜0.1mL) El valorante se adiciona progresivamente de forma que su consumo se monitoriza fácilmente.( V´c Nc=VcNx) !No es posible valorar cantidades pequeñas, trazas de analito¡ Técnicas volumétricas El agente valorante se dispone en una bureta El analito se dispone junto con el indicador en el matraz volumétrico ( Erlenmeyer). Volumetría directa: se usa el procedimiento convencional Volumetría inversa (por retroceso): se añade exceso conocido de valorante y se valora el exceso por retroceso.

56 INSTRUMENTACIÓN Material volumétrico: Pipetas Bureta Matraces
Agitadores

57 Instrumentación volumétrica
maestraisa-qanalitica.blogspot.com/2008/11/es... Instrumentación volumétrica bureta soporte bureta matraz Erlenmeyer agitador magnético

58 Material de Vidrio Clase A: Indica que el material es de la mas alta calidad Clase B:

59 Material Volumétrico MATERIAL DISEÑADO PARA DESCARGAR (Líquidos) PARA CONTENER pipeta graduada aforada bureta matraz Erlenmeyer vaso de precipitados aforado probeta GRADUADO AFORADO

60 MATERIAL VOLUMETRICO GRADUADO
www2.uah.es/.../Instrucciones_Generales.htm MATERIAL VOLUMETRICO GRADUADO pipeta graduada probeta matraz Erlenmeyer vaso de precipitados

61 MATERIAL VOLUMETRICO AFORADO
www2.uah.es/.../Instrucciones_Generales.htm MATERIAL VOLUMETRICO AFORADO pipeta aforada bureta pipeta automática matraz aforado

62 Definiciones importantes
Punto de equivalencia: punto en el que la cantidad de agente valorante y de sustancia valorada, coinciden estequiométricamente Punto final: punto experimental en el que se detecta el punto de equivalencia. Indicador: sustancia o técnica que permite visualizar o detectar el punto final Si ambos puntos no coinciden tiene lugar el “error volumétrico”

63 R + X RX Características de la reacción volumétrica Selectiva
Estequiométrica Rápida Cuantitativa ( se completa en un 99.9%) Punto final detectable ¡Estos requisitos son comunes a cualquier método químico!

64 Clasificación de las volumetrías
Volumetrías ácido-base (protolíticas) Volumetrías de precipitación Volumetrías REDOX Volumetrías de complejación (complexometrías, quelatometrías) Requisitos de la reacción volumétrica: 1. Constantes elevadas 2. Cinéticas favorables 3. Indicadores adecuados ¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES!

65 Características comunes de las volumetrías
1 Es preciso disponer de estándares del agente valorante. 2 Es preciso disponer de un sistema indicador del punto final (químico o instrumental). 3 Se hace necesario conocer la curva de valoración: “representación gráfica de la variación de concentración de la sustancia valorada (analito) con las cantidades crecientes (volumen) de agente valorante” c = f(v) o % (valoración) = f(v) Debe presentar saltos nítidos en las proximidades del P.E.

66 INDICADORES *Son sustancias químicas que ponen de manifiesto mediante algún tipo de cambio visible (color) el punto final de la valoración en las proximidades del P.E. (INDICADORES QUÍMICOS). *Técnicas instrumentales que permiten seguir el cambio de un reactivo en el transcurso de la valoración (ESPECTROFOTOMETRÍA, POTEN- CIOMETRÍA, AMPEROMETRÍA. etc) FUNDAMENTO: *Reaccionan con el agente valorante, produciendo el cambio sensible. * Algún reactivo posee una propiedad característica ( eléctrica: E, óptica- espectroscópica: Absorbancia) que experimenta un cambio brusco en el ( entorno del P.E). (1) Analito valorante P.E. Indicador(I) + valorante Producto de I Color A color B (2) : reacción completa : reacción incompleta

67 incoloro

68 Estándares o patrones ¡El agente valorante siempre ha de ser de concentración conocida y constante! Esto requiere el uso necesario de estándares o patrones Estándares primarios: Son sustancias de elevada pureza cuyas disoluciones de concentración conocida y Cte.. se consigue por pesada de cantidad conocida llevada a volumen fijo. ¡Con estos patrones se preparan las disoluciones de valorante o se utilizan para estandarizar el agente valorante que se precisa utilizar!

69 Son materiales de elevadísima pureza
Estándares o patrones Propiedades ideales de un estándar primario Son materiales de elevadísima pureza Son estables al aire y en disolución No son higroscópicos Relativamente baratos Pesos moleculares elevados Solubles en el medio de la valoración Reaccionan rápida, selectiva y estequiométrica- mente con el analito o agente valorante ¡Pocas sustancias reúnen todos esos requisitos!

70 Estándares secundarios
Cuando no se encuentra un material de referencia de suficiente pureza para valorar el analito, es preciso utilizar como agente valorante un segundo material de referencia. (estándar secundario) Este segundo material, cuya disolución no presenta una concentración fija y constante, precisa de una valoración con un patrón primario (estandarización) Conclusión: En todo método volumétrico es posible encontrar el agente valorante más adecuado de uno u otro tipo.

71 Introducción a los métodos volumétricos de análisis
Preparación de disoluciones DISOLUCIÓN PATRÓN PRIMARIO Tomar una masa exactamente conocida del soluto (sólido patrón primario) y disolverlo en un volumen determinado conocido con exactitud (en un matraz aforado) DISOLUCIÓN PATRÓN SECUNDARIO Pesar una masa aproximada del soluto, disolverlo en un volumen también aproximado y determinar la concentración de la disolución resultante por valoración utilizando un patrón primario. Introducción a los métodos volumétricos de análisis

72 Introducción a los métodos volumétricos de análisis
Cálculos volumétricos Son siempre sencillos y requieren: El buen uso y manejo de concentraciones análiticas El conocimiento de la estequiometría de la reacción volumétrica en la que se sustenta el método. *Establecer adecuados balances de masas Formas habituales de expresar la concentración Molaridad gr/L ppm (mg/L) Normalidad gr/mL ppb (µg/L) Con uno u otro tipo de concentraciones los cálculos precisos, son simples y al final persiguen determinar la cantidad de analito en función del volumen de valorante consumido en la reacción volumétrica. Introducción a los métodos volumétricos de análisis

73 Procedimiento general
Datos necesarios: * peso o volumen de muestra disuelta * concentración del valorante * volumen consumido hasta el P.F. Pasos necesarios: *pesar una cantidad de muestra (si es sólida) y disolver en volumen conocido *valorar una alícuota de la disolución (Va) del analito con el patrón de referencia más adecuado.

74 volumétrica y al tipo de indicador. “mayoritarios” (10-2M).
Características analíticas de los métodos volumétricos Selectividad: está vinculada a las características de la reacción volumétrica y al tipo de indicador. Sensibilidad: son métodos que se usan para componentes sólo “mayoritarios” (10-2M). Exactitud: está vinculada a las medidas de peso y volumen y al buen uso de cálculos ( son bastante exactos). Precisión: es buena ( 2%) *Estos métodos se requieren con frecuencia en la estandarización de patrones y el calibrado de instrumentos analíticos. *Algunos de ellos ( método de Kjeldhal..etc) forman parte del arsenal analítico de métodos propuestos por el protocolo internacional de normas de análisis químico.