ESTEQUIOMETRIA 2013

CAPÍTULO I

Profesor:

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Tema

Julio Oria

ESTEQUIOMETRÍA

INTRODUCCIÓN

Casi todos los objetos y productos químicos que utilizamos actualmente, se obtienen por algún proceso químico, empleando uno o más reactivos. Por razones económicas, tales procesos químicos deben ir acompañados del mínimo de desperdicio posible y para esto previamente se realizan cálculos estequiométricos. La estequiometría es importante porque conociendo la cantidad de una sustancia en una reacción química y su respectiva ecuación química balanceada, se puede calcular la cantidad de otras sustancias, que a continuación analizamos.

2 CONCEPTO Es aquella parte de la química que se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas tanto en masa como en volumen que existen entre las sustancias reactantes y los productos que participan en una reacción química. Cuando se realiza el análisis cuantitativo, se recurre a leyes experimentales de combinación química, que se agrupa en leyes ponderales y leyes volumétricas.

3 LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA A LEYES PONDERALES (Masa-Masa)

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Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier)

Fue enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789, que basándose en que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma, estableció lo siguiente: “En toda reacción química ordinaria se debe de cumplir que la suma de la masa total de los reactantes debe ser igual a la suma de la masa total de los productos”. Ejemplos: Ar: S = 32 ; O = 16 Sea la ecuación balanceada: 2SO2 + O2  2SO3 Relación de moles: 2mol 1mol 2mol Relación de masas: 2(64)g 1(32)g 2(80)g Por Lavoisier: 160g = 160g

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Ley de las Proporciones Definidas (Proust) Llamada también Ley de la Composición Constante, fue enunciada por el químico francés Joseph Proust en 1801, establece que:

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“En toda reacción química, los reactantes y productos participan manteniendo sus moles o sus masas en una proporción fija, constante y definida. De lo anterior se deduce que cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar o combinar”. Ejemplo: Síntesis del agua. Ar: H= 1, O= 16. 2H2 + O2  2H2O Relación molar: 2 mol 1 mol 2mol Relación ponderal: 4g 32g 36g De lo anterior se deduce que las masas guardan la siguiente relación: 1g 8g 9g Por Proust: La relación constante y fija de los elementos es: mH2 = 4g = 1 ; mH2 = 1g = 1 mO2 = 32g 8 mH2O = 9g 9 Caso 01: Si reaccionan 2mol de H2 con 3mol de O2 ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un exceso de 2mol de O2 que no reaccionarían. Caso 02: Si reaccionan 50g de H2 con 32g de O2 ¿Qué sucede? Respuesta: Habría un exceso de 46g de H2 que no reaccionarían. En ciertas reacciones químicas es necesario considerar: Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos a utilizarse no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente mientras tanto otros no, el reactivo que esta en exceso se llama reactivo en exceso y el que se consume totalmente se le denomina reactivo limitante y generalmente se encuentra en menor cantidad, y es el que va determinar la cantidad exacta de productos que se va formar. * Reactivo en exceso (RE), es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto queda como sobrante al finalizar la reacción, es decir sólo reacciona de manera parcial sin llegar a consumirse totalmente. * Reactivo limitante (RL), es aquella sustancia que ingresa al reactor químico en menor proporción estequiométrica y al agotarse (consumirse totalmente) limita la cantidad máxima del producto obtenido. Este reactivo controla la reacción. El concepto de reactivo limitante es análogo a la relación entre hombres y mujeres en un salón de baile. Si hay 14 hombres y solo 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas. Cinco hombres se quedaran sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres. Regla práctica para evaluar el RL y RE para cada reactante. Se plantea la siguiente relación: 1° Tener la ecuación química balanceada. 2° Determinar la siguiente relación para cada reactante:

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RELACIÓN =

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Masa reactante ( dato del problema) M del reactante x correspondiente coef est rxn balanceada

El menor valor de la relación para los reactantes, indica cual de ellos es el reactivo limitante, el mayor valor indicara el reactivo en exceso. Todos los cálculos se hacen tomando en cuenta al RL.

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Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton)

Enunciada por el químico inglés John Dalton en 1803, establece que: “Siempre que dos elementos se combinen entre si para formar varios compuestos, el peso de uno de ellos permanece constante, mientras que el peso del otro varía en una relación de números enteros sencillos”. Ejemplo: Ar: Cl= 35,5 ; S=32 ; O=16 Al combinarse: Cl2 + O2 S + O2 forma 3 compuestos forma 3 compuestos

El peso del oxígeno varía según la relación: 1, 2, 3 y 5; cuando el peso del cloro (71g) y el azufre (32g) permanecen constantes. Observación: Con su famosa teoría atómica-molecular, Dalton pudo explicar exitosamente no sólo la ley de las proporciones múltiples, sino también la de Lavoisier y la de Proust. Si el número de átomos de un elemento en los reactantes debe ser igual que en los productos, razón por la cual la masa debe conservarse. De este modo logró explicar la Ley de Lavoisier. Por otro lado, si la composición en masa de un compuesto es constante, es debido a que posee cantidades fijas de los elementos que lo constituyen. De este modo logro explicar la ley de Proust.

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Ley de las Proporciones Reciprocas (o Masas de Combinación)

Planteada por C.F. Wenzell y J.B. Ritcher en 1792, establece lo siguiente: “Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que se combinarán entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas”. Ejemplo explicativo: Las masas de dos sustancias diferentes (A y B) que se combinan por separado con una misma masa de una tercera sustancia “C”. A + C  PRODUCTOS Ω Xg Wg B

+

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C

 PRODUCTOS Φ

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Yg Wg Entonces al hacer reaccionar estas dos sustancias (A y B) se combinaran entre si con la misma masa con la que se combinan con la sustancia “C” o en masas múltiplos de ellas. A + B  PRODUCTOS Ψ Xg Yg Ejemplo 01: En una experiencia de laboratorio, 46g de sodio se combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de sodio. En otra experiencia, 2g de hidrógeno se combinan con 32g de azufre para formar sulfuro de hidrógeno. ¿Qué masa de Na y de H se formarán si se combinan estos dos elementos?

Ejemplo 02: Con los datos proporcionados en el problema, hallar ¿Qué masa de A se combinará con 36g de el elemento D? A + E  PRODUCTOS X 140g 60g D + E  PRODUCTOS Y 30g 15g Luego por la Ley de Ritcher y Wenzel: A + D  PRODUCTOS Z 140g 120g mA 36g mA = 42g

B LEYES VOLUMÉTRICAS (Volumen-Volumen) Solo aplicable para las sustancias que en la reacción química se encuentran en la fase gaseosa, y medidas a las mismas condiciones de presión y temperatura.

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Ley de los volumenes definidos (Gay Lussac)

Fue dada a conocer por el científico francés Joseph Gay Lussac en 1808, como producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases, y la reacción entre ellos. Esta ley establece lo siguiente: “A las mismas condiciones de presión y temperatura, las sustancias gaseosas presentan que sus coeficientes molares nos indican también sus coeficientes volumétricos”.

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Ejemplo: A las mismas condiciones de presión y temperatura vamos a hacer reaccionar hidrógeno gaseoso con nitrógeno gaseoso, para obtener amoniaco gaseoso, así: DATO: (A C.N. : P = 1 atm, T = 0ºC, 1mol-g ocupa 22,4 litros). N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Relación molar: 1 mol 3 mol 2 mol Relación volumétrica: 1 V 3V 2V A C.N. 1(22,4L) 3(22,4L) 2(22,4L) * Contracción Volumétrica (Cv).- Se define como la disminución en volumen que experimentan los reactantes al convertirse en productos. Solo se debe tomar en cuenta los volúmenes de las especies en estado gaseoso, omitiéndose sólidos y líquidos. Luego: ( V: volumen). Cv = ΣVreactantes - ΣVproductos ΣVreactantes Nota: Si Cv (+), contracción volumétrica. Si Cv (-), expansión. Ejemplos: 2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g) (ΣVp < ΣVr) 2V + 1V 2V contracción 3V 2V volumétrica Cv = (3V - 2V)/ 3V = 1/3 (contracción al 33,3%) H2(g) 1V

+ Cl2(g)  + 1V 2V

2HCl(g) (ΣVp = ΣVr) 2V no hay 2V variación

Cv= (2V -2V)/2V= 0 (no hay contracción) 2SO3(g)  2SO2(g) + O2(g) (ΣVp > ΣVr) 2V 2V + 1V expansión Cv = (2V - 3V)/ 2V = -1/2 (expansión al 50%) * Pureza de Reactivos (P).- En toda reacción química, las sustancias que intervienen en ella deben ser químicamente puras, es decir sin mezclas de sustancias extrañas, donde: %P = mpura x 100% mtotal Ejemplo: Al descomponer por calentamiento 1Kg de piedra caliza, se aprecia que contiene 20% de CaCO3, ¿A cuanto equivale la masa de carbonato de calcio? ¿A Cuánto equivale la masa que no reacciona?

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* Eficiencia o Rendimiento de una reacción química (n ó % rend).- Hay ocasiones en que una reacción no llega a realizarse completamente, esto debido a factores como: contaminación de algún reactivo, fuga de los reactivos al momento de mezclarlos, etc. En estos casos la reacción no se realiza en un 100% y para hallar en que porcentaje realmente se realiza dicha reacción, podemos usar la siguiente fórmula.

Nota: - Pesos y volúmenes reales se obtienen experimentalmente en el laboratorio, y son datos del problema. - Pesos y volúmenes teóricos se obtienen por estequiometria. - Solo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan.

4 PESO EQUIVALENTE

*

Introducción:

En nuestras actividades cotidianas es muy común utilizar equivalencias, por ejemplo, sabemos que 1kg. equivale a 1000g. O como sucede en las pruebas de maratón que se realizan en las olimpiadas, los atletas de diversos países recorren 42Km., lo que es lo mismo que 26 millas, por lo tanto podemos decir que 1 milla equivale a 1,62Km. En las reacciones químicas ocurre algo similar, es decir las sustancias químicas que participan se combinan en cantidades equivalentes en masa denominadas Peso exacto de combinación, Peso exacto de reacción o Peso Equivalente. Ejemplo: sean las siguientes reacciones químicas. Ar ( Na= 23, H= 1, O= 16 ) a) 2Na + H2  2NaH 46g 2g simplificando 23g 1g Se observa que 23g de Na es químicamente equivalente a 1g de H2 b) 2Na + ½O2  Na2O 46g 16g simplificando 23g 8g Se observa que 23g de Na es químicamente equivalente a 8g de O2 Ahora bien de los 2 ejemplos anteriores podemos concluir que si se combinaran el Hidrógeno y el Oxígeno lo harían en la proporción en masa de 1 a 8, lo cual es compatible con las pruebas experimentales. Estos ejemplos nos indican que no es necesario realizar la combinación química para determinar la proporción en masa de combinación entre las sustancias químicas, se puede llegar a ello por concepto de equivalencia.

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Concepto:

Es una forma de hallar la cantidad exacta (peso exacto de reacción) que se necesita de una sustancia (elemento, compuesto o ión) para que se combine con otra sustancia y producir una reacción química. Los pesos equivalentes del H2, O2 y Cl2 están establecidos como cantidades estándares de referencia. Así: PE (H2)= 1 ; PE (O2)= 8 ; PE (Cl2)= 35,5 Cabe indicar que el H2, O2 y Cl2 se toman convencionalmente como elementos de referencia ya que se combinan con la mayoría de los elementos para formar una gran variedad de compuestos químicos. Determinación de Pesos Equivalentes:

* *

De elementos químicos:

Peq = Ar elemento /E.O./ E.O.: Estado de oxidación del elemento.

GRUPO /EO/

IA 1

IIA 2

IIIA 3

IVA 4

VA 3

VIA VIIA 2 1

Los elementos que tienen más de un E.O. tendrán más de un peso equivalente. Ejemplo: el Fe (+2,+3) , Hg (+1, +2).

*

De un ión (monoatómico o poliatómico):

*

De compuestos químicos:

Peq = Ar elemento o PM del compuesto /Carga/

Peq = Mr o P.F. del compuesto θ Donde: θ : Es un parámetro numérico del compuesto denominado “capacidad de reacción”, que depende de cada especie química que participa en una reacción química y se determina según: COMPUESTO Ácido Base o Hidróxido Sal Óxido

* *

CARACTERÍSTICAS DE θ #de “H” liberados o sustituidos # (OH) sustituibles o ionizables /Carga total del catión o anión/ Doble del número de oxígenos

En reacciones químicas: Reacción Redox:

Peq =

M o P.F # e- Transferidos

Nota: - No se necesita balancear toda la ecuación química. - Solo debe estar balanceado el elemento cuyo número de oxidación varía.

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Química COMPUESTO Agente oxidante Agente reductor

*

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CARACTERÍSTICAS DE θ Cantidad de e- ganados, por mol no reactante que se produce Cantidad de e- perdidos, por mol no reactante que se oxida

Equivalente-gramo:

Es el peso de una sustancia en gramos cuyo valor numérico es igual a su peso equivalente. En una reacción redox, es la masa en gramos de una sustancia oxidante 23 o reductora que gana o pierde 6,022x10 electrones. 1 Eq - g (x) = 1 Peq (x)-g Ejemplos: * 1 Eq - g (O) = 8 g * 3 Eq - g (H2O) = 27 g * 5 Eq - g (H2) = 5g

* *

Número de Equivalente-gramo (#eq-g):

Es el múltiplo o submúltiplo de 1Eq-g, que esta presente en una muestra química cuyo valor se halla así: De elementos: # Eq-g(x)= _masa (x) _ = #at-g(x)/E.O/ Peq (x)-g

*

De compuestos:

# Eq - g (x) = __masa (x) _ = n(x).θ Peq (x)-g n= # moles de “x”

* *

Aplicaciones: Ley de la combinación química: (Ley de Ritcher)

En una reacción química se cumple que las sustancias puras reaccionan y se forman con igual número de equivalentes gramos. En general, en una reacción química se cumple: aA + bB  cC + dD # Eq-g(A) = # Eq-g(B) = # Eq-g(C) = # Eq-g(D)

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Nota: Cuando se aplica la ley del equivalente químico no es necesario que la ecuación este balanceada.

*

Determinación de Ar aproximadas: (Ley de Dulong y Petit):

Ar. x C.E.  6.3

*

Ar.: Masa atómica relativa aproximada. C.E.: Calor Específico.

Regla General:

PE(AB) = PE(A) +

PE(B)

Ejemplos: PE(ÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OXIGENO) PE(CaO) = PE(Ca) + PE(O) 40/2 + 16/2 PE(Al2O3)

= PE(Al) 27/3

+ +

PE(O) 16/2

PE(ÁCIDO) = PE(IÓN) + PE(HIDRÓGENO) -2 PE(H2SO4) = PE(SO4 ) + PE(H) 96/2 + 2/2 PE(HIDRÓXIDO) = PE(METAL) + PE(OH-1) +X -1 PE(M(OH)X) = PE(M ) + PE(OH ) PE(Mg(OH)2) = PE(Mg+2) + PE(OH-1) 24/2 + 17/1 PE(SAL) = PE(CATIÓN) + PE(ANIÓN) +y -x PE(AxBy) = PE(A ) + PE(B ) PA o PM + PA o PM /y/ /x/

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