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Materia: QuímicaMateria: Química

Programa Nacional de Formación en Sistema de la

Calidad y Ambiente. Prof: Virginia Davis

Estequiometría

22

Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes

Elemento: sustancia formada por átomos iguales

OxígenoHidrógeno

PILA

Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico)

Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...

Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...

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LE LS PONDERALES LE LS PONDERALES

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total

El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción

Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en 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 resultandes de la reacción."

LAVOISIER: Ley de conservación de la masa

La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción.La ecuación química ha de estar ajustada, es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

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Ley de las proporciones definidas

Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción

10,0 g Cu

10,0 g Cu

20,0 g Cu

5,06 g S

7,06 g S

En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa definida

+

+

+

15,06 g CuS

2,00 g S15,06 g CuS

10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS

"Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación ponderal constante, independientemente del proceso seguido para su formación".

55

LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton

1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos

2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades

3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes

4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos

5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas)

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton "Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre sí una relación de números sencillos".

66

EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON

( c )( b )( a )

Átomos del elemento 1

Mezcla de los elementos 1 y 2

Compuesto de los elementos 1 y 2

Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )

Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija

Atomos del elemento 2

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HIPÓTESIS DE AVOGADRO. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

El italiano Amadeo Avogadro, consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas

En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la llamada “hipótesis de Avogadro”:

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas

2 volúmenes de H2O gaseosa

OH H

2 volúmenes de H2

HH HH

1 volumen de O2

+

O O+

88

MOLÉCULAS DIATÓMICAS

Cl2

F2

Br2

I2

N2 O2

H2

Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

99

MASAS ATÓMICASMASAS ATÓMICAS

Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono, a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica).

Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u

Se llama masa atómica a la masa en gramo de un mol (6,02 x1023 átomos) de un elemento químico. Este valor se encuentra en la Tabla Periódica

La masa molar de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica.Es la masa en gramo de un mol de molecula (6,02 x1023 moléculas), su unidad es g/mol y su símbolo MM. Corresponde a la suma de la masa de sus átomos.y se detrmina a partir de laq masa atómica

Al 2(CO3) 3 Al=27g/mol;C=12 g/mol;O=16 g/mol, luego MM =27x2+[(12x3)+(16x9)]=100 g/molHCl : H=1 g/mol; Cl=35,5 g/mol; luego MM=1+35,5=36,5 g/molH2SO4 : H=1 g/mol; S=32 g/mol; O=16 g/mol, luego MM=(1x2) +32 +(16x4)=98 g/mol

1010

CONCEPTO DE MOLCONCEPTO DE MOL

M

Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas representativas

La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas

La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molar respectivamente. Si MM es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A :

1 mol de A = MM /gramos de A

Nº de moles = molarMasa

gramosm )(

1 molde carbono

1 molde cobre

12 gNA átomosde C

En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)

Los átomos de Cu son más pesados que los de C

1111

UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 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 6,023 . 1023 átomos de dicho elemento y que expresada

en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

1212

RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOLRELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL

Molécula de ...

un elemento

un compuesto.

1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 1023 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 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia

2 átomos de aluminio

3 átomos de azufre

12 átomos de oxígeno

Por ejemplo: Al2(SO4)3

diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2

monoatómico: las del resto de elementos

(cada molécula tiene 2 átomos)

(cada molécula tiene 1 átomo)

1313

LA ECUACIÓN QUÍMICALA ECUACIÓN QUÍMICA

R E A C T I V O S P R O D U C T O S

(s): si se trata de un sólido

(g): si es un gas

(l): si es un líquido

(aq): para una sustancia disuelta en agua

En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha

La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos:

1414

Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas

+ Se usa para separar dos reactivos o dos productos

ó Se usan para separar los reactivos de los productos

= Símbolo alternativo a ó Se usa en lugar de en reacciones reversibles

( s )Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se

encuentra en estado sólido

Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido precipitado

( l ) Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula

Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua

( g )Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la

fórmula

Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso

Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor

Pt

Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción)

S í m b o l o S i g n i f i c a d o

( aq )

1515

REACTIVOS PRODUCTOS

AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICAAJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA

2 Na (s) + 2 H2O ( l ) 2 NaOH (aq) + H2 (g)Ejemplo:

Na

Na

+O

HH

OHH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Na

Na

+

+

OH

OH

+ HH

• 2 átomos de sodio• 2 átomos de oxígeno• 4 átomos de hidrógeno

Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento

1616

Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos

Por ejemplo: 2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g)

+

C

C

O

O

O O

C OO

C OO

Cuando el CO reacciona con el O2 para formar CO2, siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2

La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g ) 2 CO2 ( g ), significa que:

2 moléculas CO + 1 molécula O2 2 moléculas CO2

2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 2 . 6,02 . 1023 CO2

2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2

20 moléculas CO + 10 moléculas O2 20 moléculas CO2

1717

Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual a su masa molecular, la relación

2 moles CO + 1 mol O2 2 moles CO2 se traduce en:

2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2 2 . 44 g CO2

Es decir, la proporción en masa es:

56 g CO + 32 g O2 88 g CO2

La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

1818

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

REACTIVOS (transformación)

formación de nuevos enlaces

reagrupamientoruptura de

enlaces

N2 + 3H2 2NH3

REACTIVOS PRODUCTOS

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

PRODUCTOS

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma:

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

1919

Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en

los dos miembros

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

ECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias han

participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+

2020

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

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.

+

2 moléculas de hidrógeno

1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua

2H2 + O2 2H2O

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y

productos

2121

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.

2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

2CO + O2 2CO2

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

2222

1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

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

28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

2323

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .

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 KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3

74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3

X g de O21000 g de KClO3

122,45 g de KClO3

48 g O2

X = = 391,99 g de O2

1000 g de KClO3

X g O2

1000· 48

122,45

CÁLCULOS CON MASAS

2424

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

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

X = 21,1 g de Zn100 g de muestra

(100 – 7,25) g de Zn=

22,75 g

X

REACTIVOS CON IMPUREZAS

Y = 0,645 g de H2

Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2

2525

REACTIVO LIMITANTEREACTIVO 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

2626

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.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.

rendimiento =masa obtenida

masa teóricax 100hay que calcular el RENDIMIENTO

de las reacciones químicas

El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria

química