ESTEQUIOMETRIA 2

Vista previa del material en texto

ESTEQUIOMETRIA II
Prof: Gomez Maria Jesús
REACCIONES
Las REACCIONES QUIMICAS son TRANSFORMACIONES QUIMICAS en las cuales se producen un reordenamiento de los átomos de las sustancias intervinientes debido a la ruptura de enlaces químicos y formación de nuevos enlaces provocando un cambio en la identidad de las sustancias. 
A diferencia de las transformaciones físicas, por ejemplo los cambios de estado de la materia, donde no hay cambios en la identidad de las sustancias . La energía se utiliza para separar las partículas venciendo las fuerzas de atracción entre ellas. 
Estos procesos químicos se llevan a cabo con absorción o liberación de energía en forma de calor. 
Las reacciones químicas se representan mediante ECUACIONES QUIMICAS. 
Una ecuación química tiene dos miembros separados por una flecha cuyo sentido indica hacia donde evoluciona la reacción. 
Las sustancias que se modifican se llaman REACTIVOS y las que se originan se llaman PRODUCTOS. 
Los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha y los productos a la derecha de la flecha y ambos se representan por sus fórmulas respectivas. 
Ejemplo : 
Se suelen aclarar a la derecha de cada sustancia el estado de agregación de las mismas con las iniciales que indican el mismo (s) , (l) , (g) , (aq) para las sustancias que están en solución acuosa. 
		
 	Ley de conservación de la masa, LEY DE LAVOISIER:			
			
			“La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma”
			“En una reacción química la suma de la masa de los 						reactivos es igual a la suma de la masa de los productos”
			“En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se 				ordenan de otra manera. ”
Se denominan COEFICIENTES ESTEQUIOMETRICOS e indican la CANTIDAD DE MOLES de moléculas o unidades fórmula de cada compuesto. 
En la reacción anterior reaccionan 1 mol de H2 gaseoso con 1 mol de Cl2 gaseoso para formar 2 moles de ácido clorhídrico gaseoso. 
			 1 H2 (g) + 1 Cl2(g)	 2 HCl (g) 
Cuando el número de átomos de cada elemento es el mismo en ambos miembros decimos que es una ECUACION BALANCEADA o IGUALADA 
Para balancear o igualar una ecuación química se determinan los coeficientes de los reactivos y los productos de manera que el número de átomos de cada elemento sea el mismo en ambos miembros de la ecuación. 
Existen métodos para igualar ecuaciones químicas pero nosotros vamos a utilizar el método de tanteo o de comparación.
Método del tanteo: útil para ecuaciones con pocas sustancias y elementos
 Método algebraico
Método ión electrón (sólo para ecuaciones redox)
Las reacciones químicas se clasifican en: 
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Son relaciones cuantitativas que se pueden establecer a partir de la información que brinda una reacción química.
Los cálculos que se efectúan se realizan para conocer :
• La cantidad de producto obtenido a partir de una cantidad determinada de reactivo;
• La cantidad de reactivo necesario para obtener una cantidad determinada de producto.
“La ecuación química balanceada nos permite conocer las proporciones en que interviene cada reactivo”
EJEMPLO:
Por fermentación de la glucosa (C6H12O6) se obtiene etanol (C2H5OH) y dióxido de carbono (CO2) según:
a) Si se fermentan 45.0 g de glucosa. Calcular la cantidad de etanol que se produce.
Para resolverlo el primer paso consiste en escribir la reacción química balanceada y luego, establecer las relaciones en masas y moles (y si fuese el caso, relaciones de volúmen).
RESOLUCION:
Paso 1		
Paso 2 
	 Relaciones de moles		1mol		 2 moles	 2 moles
	 Relaciones de masa		180g	 2 x 46g	 2 x 44g
 						 92g	 	 88g	
	 Relaciones de volúmen NO NO 2 x 22,4L= 44,8L	
RECUPERANDO CONCEPTOS PREVIOS…
CONSIGNA:
Si se fermentan 45.0 g de glucosa. Calcular la cantidad (en moles) de etanol que se produce.
Paso 3: establecer la relación estequiométrica que me sirve para resolver la consigna.
								 Calculo auxiliar:
45 g x 2 mol 
 180g 
LEY DE PROUST 
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes. Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo tanto también se conoce como Ley de Proust.
EJEMPLO:
En un experimento se observa que 6,48 g de sodio reaccionan completamente con 10 g de cloro. En otra experiencia se observa que 4,93 g de sodio reaccionan con 7,61 g de cloro. Comprueba que se cumple la ley de las proporciones definidas.
Veamos otro ejercicio…
El hierro reacciona con oxígeno para dar óxido de hierro (III). Cuando una cierta masa de hierro se oxidó completamente, se obtuvieron 3.20 g del óxido
a) Escribir la ecuación balanceada de la ecuación
b) Calcular la masa de hierro que reaccionó
c) Calcular la cantidad de moles de oxígeno que se consumió.
			PASO 1: ESCRIBIR LA ECUACIÓN Y BALANCEAR			 
				4Fe + 3O2	 2 Fe2O3
			PASO 2: ESTABLECER LAS RELACIONES CORRESPONDIENTES
 	 			4Fe + 3O2	 2 Fe2O3
Rel moles 		 4moles 3moles 2moles
Rel masas 		 4x56g 3x32g 2x160g
	 		 224g 96g 320g
Rel vol	 		 NO 3x22,4L		 NO
				b? (masa) c?(moles) 	 3,20g 
PASO 3: ESTABLECER LA RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA DE ACUERDO A LA CONSIGNA
b) Para calcular la masa de hierro que reacciona relacionamos la masa de hierro que reacciona con la masa de óxido formada. La reacción química informa que 320 g de óxido se forman a partir de 224g de hierro. 
Respuesta: Reaccionan 2.24 g de Fe para obtener 3.20 g de Fe2O3 
c) Para calcular el número de moles de O2 (g) relacionamos los moles de oxígeno que reaccionan con la masa de óxido formada. La reacción química informa que 320 g de óxido se forman a partir de 3 moles de O2 (g) 
		320g de Fe2O3 3 moles de O2 
		3,20 g de Fe2O3 	 x = moles de O2 
Respuesta: Deben reaccionar 0,3 moles de O2 para obtener 3.20 g de Fe2O3 
X= 0,3 moles de O2
REACTIVO LIMITANTE 
Es el reactivo que esta en menor proporción molar respecto a la relación estequiométrica.
Es el reactivo que se combina totalmente, el que se termina o SE AGOTA.
Los cálculos estequiométricos se realizan sobre la base del reactivo limitante (RL).
EJEMPLOS:
Supongamos que tenemos 20 fetas de jamón y 36 rebanadas de pan y queremos 
preparar tantos sandwiches como sea posible. 
Obviamente solo podemos preparar 18 ya que no hay pan para mas. Entonces el pan es el reactivo limitante y las 2 fetas de jamón de mas son el “exceso de reactivo”. 
Supongamos que una caja contiene 93 clavos, 102 tuercas y 150 arandelas ¿cuántos grupos de 1 clavo, 1 tuerca y 2 arandelas pueden formarse? 
75 es la respuesta ya que se emplean todas las arandelas . Por lo tanto RL: arandelas y
 “reactivo en exceso” : 18 clavos y 27 tuercas. 
EJEMPLO
 El aluminio en contacto con el oxígeno del aire se oxida fácilmente recubriéndose de una película dura y transparente de óxido de aluminio. Ésta lo protege de una oxidación posterior. La ecuación que representa la reacción es: 
4Al (s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) 
Determinar cuál es el reactivo limitante si se ponen a reaccionar 21,6 g de aluminio con 21,6 g de oxígeno. 
Paso 1: Balancear la ecuación correctamente
Paso 2: Establecer las relaciones estequiométricas correspondientes.
			4Al (s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) 
Rel moles			4moles 3 moles2 moles
Rel masas	 4x27=108g 3x32=96g	 2x102=204g
PASO 3: Determinar quién es el Reactivo Limitante de esta ecuación.
 108 g Al reaccionan totalmente con 96g O2
	 21,6g Al	 x= 21,6 x 96	= 19,2g O2
				 108
RL: Al
 RE: O2
Resumiendo…
 A partir de lo anteriormente calculado sabemos que si colocamos 21,6 g de aluminio, se consumirían totalmente al reaccionar con 19,2 g de oxígeno. 
Es decir que estaría quedando oxígeno en exceso: 21,6 – 19,2 g = 2,40 g 
(cantidad en exceso: 0,0750 mol) 
 En este caso, tal como está planteado reaccionan (forman productos) 19,2 g de O2 y 21,6 g de Al. El Aluminio se consume completamente, por lo que en este caso es el reactivo limitante. El reactivo en defecto es el RL 
Recordar que todos los cálculos relacionados a las cantidades de producto obtenido se realizan en base al REACTIVO LIMITANTE. 
VEAMOS OTRO EJEMPLO…
La “cal apagada“, Ca(OH)2, se obtiene agregando agua a la cal viva, CaO. Se hacen reaccionar 28 g de cal viva con 18 g de agua.
a) determinar cual es el reactivo limitante	b)calcular la masa de cal apagada que puede obtenerse.
PASO 1: Plantear la ecuación química y balancearla
PASO 2 : Establecer las relaciones estequiométricas correspondientes
PASO 3: Determinar el RL
Como los datos de los reactivos están en masas, trabajamos con las relaciones en masas.
RL: CaO
RE: H2O
Para consumir los 28.0 g de CaO se requieren 9.00 g de H2O. como disponemos de 18.0 g de H20 los 28.0 g de CaO reaccionan totalmente y queda un exceso de 9.00 g de H2O sin reaccionar (en exceso).
PASO 4: Establecer la relación estequiométrica para resolver la consigna
Para calcular la masa de cal apagada que puede obtenerse la vamos a relacionar con la masa del reactivo limitante.
		54g de CaO 		74g de Ca(OH)2
		28 g de CaO		X= 37 g de Ca(OH)2
Recordar que todos los cálculos relacionados a las cantidades de producto obtenido se realizan en base al REACTIVO LIMITANTE. 
RENDIMIENTO DE UNA REACCION
Hasta ahora hemos supuesto que cuando se produce una reacción química los reactivos se consumen totalmente transformándose en producto de acuerdo a las proporciones estequiométricas . Decimos que la reacción ocurre en forma completa o con un rendimiento de 100% No obstante casi siempre se obtiene menor cantidad de producto que el esperado según la estequiometría de la reacción por distintas razones: 
Impurezas de los reactivos 
Perdidas mecánicas 
Reacciones secundarias 
Reacciones reversibles 
Por las razones expuestas, la cantidad de producto obtenida en forma experimental es menor que la calculada estequiométricamente y el rendimiento de la reacción es menor que el 100% 
Definimos RENDIMIENTO (R %) como: 
Esta expresión indica que si el rendimiento de una reacción es del 80 % en la practica se obtiene el 80% de la cantidad calculada estequiométricamente de cada producto. Las cantidades de producto experimental o estequiométrico pueden expresarse en moles, gramos o litros. 
EJEMPLO:
Se produjo la combustión completa de 70.4g de propano con suficiente cantidad de oxigeno, obteniéndose dióxido de carbono y 86.4g de agua.
Escribir la ecuación química balanceada.
Calcular el rendimiento de la combustión.
RESOLUCIÓN:
Es una reacción de combustión.
a)
b)
El rendimiento de la reacción lo calculamos a partir de:
La cantidad obtenida experimentalmente es un dato del ejercicio. La cantidad estequiométrica de producto (H2O) la calculamos en base a la masa de C3H8 que reacciona. 
El rendimiento de esta reacción de combustión fue de 75%. 
FIN
¡MUCHAS GRACIAS!