Estequiometria-fich

Estequiometría Facultad de Ingeniería y Ciencias Hídricas UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL

Ecuación química  



Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras De acuerdo con la teoría atómica de la materia se explican como el resultado de un reagrupamiento de átomos para dar nuevas moléculas Las sustancias que participan en una reacción química, y las proporciones en que lo hacen, quedan expresadas en la ecuación química correspondiente, que sirve de base para la realización de diferentes tipos de cálculos químicos

Ecuación química 

En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iniciales se denominan reactivos y las finales productos

Reactivos

Reacción química

Productos

Ecuación química 

 

Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas correspondientes La flecha indica el sentido de la transformación Si es posible conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas situadas a continuación de la fórmula química:    

(s) sólido (l) líquido (g) gas (dis), (ac) o (aq) solución acuosa

Balanceo de ecuaciones 





Partiendo de la ley de conservación de la masa, el estudio de las reacciones químicas se debe enfocar como si se tratara de un balance entre átomos de una misma especie. Para que dicho balance cuadre se han de introducir, con frecuencia, algunos coeficientes numéricos que permiten igualar el número de átomos de cada elemento a uno y otro lado de la flecha Cuando esto se consigue se dice que la reacción química está ajustada, lo que significa que puede ser considerada, en sentido estricto, como una igualdad o ecuación química.

Balanceo de ecuaciones  





Se escribe la reacción química en la forma habitual Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada Siempre conviene comenzar por aquellos elementos que aparezcan en el menor número de fórmulas

Balanceo de ecuaciones C (s) + O2 (g) →

CO2 (g)

2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) 4 Fe (s) +3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)

Tipos de reacciones  Combinación  Descomposición  Desplazamiento  Metátesis

o doble sustitución

Tipos de reacciones  Combinación Son

aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un compuesto

A+B→C C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Tipos de reacciones  Descomposición Son

aquellas en las que una sustancia se descompone en dos o mas sustancias

AB → A + B SO2 (g) → S (s) + O2 (g)

Tipos de reacciones  Desplazamiento

Son

aquellas en las cuales, en un compuesto, un elemento desplaza a otro pasando a ocupar el lugar de este

AB + C → AC + B Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

Tipos de reacciones  Metátesis

o doble sustitución

Son

reacciones en las que dos compuestos interactúan entre sí para dar otros dos

AB + CD → AD + CB AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s)

Estequiometría Describe la relación entre las cantidades de sustancias intervinientes en una reacción química  El conjunto de coeficientes estequiométricos define la relación entre las cantidades de reactivos entre sí; productos entre sí o reactivos y productos



Estequiometría 

Siempre se debe verificar que la reacción química a utilizar esté balanceada



A menos que se especifique lo contrario, todas las reacciones con las cuales se trabaja se considerarán completamente desplazadas hacia los productos.

Estequiometría 

¿Cuántos moles de ácido (reactivo) se necesitan para obtener 5 moles de sal?

H2SO4 (aq) + CaCO3 (s) → CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol CaSO4 → 1 mol H2SO4 5 mol CaSO4 → 1 mol H2SO4 x 5 mol CaSO4 = 5 mol H2SO4 1 mol CaSO4

Estequiometría 

¿Cuántos gramos de ácido (reactivo) se necesitan para reaccionar completamente con 5 g de carbonato de calcio?

H2SO4 (aq) + CaCO3 (s) → CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

98 g

100 g

136 g

44 g

18 g

100 g CaCO3 → 98 g H2SO4 5 g CaCO3 → 98 g H2SO4 x 5 g CaCO3 = 4,90 g H2SO4 100 g CaCO3

Estequiometría 

¿Qué masa de agua se formará a partir de 3 moles de ácido?

H2SO4 (aq) + CaCO3 (s) → CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

98 g

100 g

136 g

44 g

18 g

1 mol H2SO4 → 18 g H2O 3 mol H2SO4 → 18 g H2O x 3 mol H2SO4 = 54 g H2O 1 mol H2SO4

Estequiometría 

Volumen molar:  Un

mol de cualquier gas medido a 0º C y 1013 hPa (1 atm) ocupa un volumen de 22,414 L  Estas condiciones se indican como “CNPT” (condiciones normales de presion y temperatura)

Estequiometría 

¿Cuántos gramos de ácido se necesita hacer reaccionar para obtener 10 litros de CO2 en CNPT?

H2SO4 (aq) + CaCO3 (s) → CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l) 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

98 g

100 g

136 g

44 g

18 g

22,414 L 22,414 L CO2 → 98 g H2SO4 10 L CO2 → 98 g H2SO4 x 10 L CO2 = 43,72 g H2SO4 22,414 L CO2

Estequiometría 

Reactivo limitante  En

el caso de que el problema nos indique las cantidades de ambos reactivos (R1 y R2) surgen tres posibilidades: • R1 en exceso y R2 en defecto • R1 en defecto y R2 en exceso • Ambos en cantidades estequiométricas

 Por

esta razón se debe determinar de que caso se trata para saber (para los dos primeros) cual es el reactivo limitante de la reacción (RL)

Estequiometría 

Se hacen reaccionar 100 g de hidrogeno con 100 g de oxigeno. ¿Cuántos moles de agua se formarán?

RL Exceso

Defecto

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 2 mol

1 mol

2 mol

4g

32 g

36 g

32 g O2 → 4 g H2 100 g O2 → 4 g H2 x 100 g O2 = 12,5 g H2 32 g O2

Estequiometría 

Se hacen reaccionar 100 g de hidrogeno con 100 g de oxigeno. ¿Cuántos gramos de agua se formarán?

RL

Exceso

Defecto

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 2 mol

1 mol

2 mol

4g

32 g

36 g

32 g O2 → 36 g H2O 100 g O2 → 36 g H2O x 100 g O2 = 112,5 g H2O 32 g O2

Estequiometría 

Pureza  Los

reactivos reales que se utilizan en el laboratorio no siempre son sustancias puras sino mezclas en las que lo que nos interesa está en mayor proporción.  Si decimos que tenemos NaCl con un 80 % de pureza significa que, de cada 100 g de esa mezcla, 80g son NaCl y 20g otras sustancias que no nos interesan (20 % de impurezas)