ASIGNATURA: QUIMICA AGROPECUARIA (RB8002) TALLER N°4: “ESTEQUIOMETRIA” I.

Presentación de la guía:

Competencia: El alumno será capaz de reconocer y aplicar conceptos de estequiometria en determinación de porcentaje elemental, fórmula empírica y molecular. Además será capaz de interpretar una reacción química en función de la ecuación química igualada. Evaluación: La evaluación de este taller tiene carácter formativo lo que permitirá detectar el dominio de los objetivos planteados. Metodología: El docente organizará grupos de trabajo para desarrollar las actividades propuestas. Posteriormente el alumno responderá a las preguntas del taller que adjuntara en el portafolio semestral.

II. Antecedentes Teóricos La estequiometria relaciona las cantidades de reactantes y productos en una reacción química. Para una reacción hipotética, A + B

C + D, surgen preguntas como: ¿Cuánto se necesita

de A para que reaccione con x gramos de B? ¿Cuánto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? etc. Por lo anterior, éste término se puede usar en dos sentidos: 1) Hablar de la estequiometria de composición, es decir, las proporciones en las cuáles se encuentran presentes los diversos elementos en un compuesto.

2) Hablar de la estequiometria de las reacciones, es decir, de las proporciones en las cuales reaccionan los diferentes elementos o compuestos entre ellos y de la cantidad de productos que resultan. Conceptos importantes Número de Avogadro: Es una constante física cuyo valor es 6.022·1023 partículas/mol Masa Atómica (Peso Atómico): La masa atómica de un elemento es el promedio de la masa de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento. Esta masa se expresa o se mide en u.m.a. (unidades de masa atómica). Por ejemplo: La masa atómica del cloro es igual 35.45 uma , en la Taller N°4: Estequiometria (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro. Docente Sede La Serena.

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práctica esta unidad de masa atómica, se expresa en gramos. Por ello se dice que la masa atómica del cloro es igual a 35.45 g/mol. Composición Centesimal (elemental): La composición centesimal de un compuesto indica el porcentaje de cada elemento que forma el compuesto químico.

Fórmula Empírica: La fórmula empírica de un compuesto, es la fórmula que expresa la razón, en números enteros sencillos, en que se encuentran los átomos de cada elemento en la molécula de dicho compuesto. Por ejemplo: Fórmula empírica del etano: CH3 Fórmula molecular: La fórmula molecular de un compuesto, es la representación simbólica de su molécula. Por ejemplo: Fórmula molecular del etano: C2H6 Peso Molecular (Masa Molecular): La masa molecular o Peso molecular de un compuesto, es la masa de una molécula, expresada en g/mol. Es la suma de las masas atómicas de cada elemento constituyentes del compuesto. Por ejemplo: peso molecular del agua (H2O) es 18 g/mol. Volumen Molar normal: El volumen molar normal de un elemento o de un compuesto, es el volumen que ocupa un mol del elemento (o compuesto). El volumen molar normal de un gas, medido bajo condiciones normales de presión y temperatura (1atm y 273oK) ó (760mmHg y 00C) es igual a 22.4 L. Calculo de la composición elemental de un compuesto químico Ejemplo N°1: Calcular la composición elemental del sulfato de sodio (Na2SO4). Desarrollo: Datos obtenidos de la tabla periódica: Pesos atómicos (PA): Na = 23 S

= 32

O = 16 Masa molar (M): 142 g/mol

% Elemento 

N º átomos del elemento  PA (elemento) 100 Masa molar (compuesto)

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% Na 

2  23 100  32.4 142

%S 

1 32 100  22.5 142

%O 

4 16 100  45.1 142

Deducción de fórmulas a partir de la composición elemental de un compuesto Caso Nº1: Cuando se conoce la masa molar del compuesto Ejemplo N°2: Determine la fórmula del compuesto, si la masa molar es 126 g/mol y presenta una composición elemental igual a: 25.4 % de S

38.1 % de O

36.5 % de Na

Desarrollo: Datos obtenidos de la tabla periódica: Pesos atómicos (PA), g/mol: Na = 23

N º átomos del elemento 

S = 32

O = 16

% Elemento  Masa molar (compuesto) PA (elemento)  100

N º átomos de Na 

%36.5 126 2 23  100

N º átomos de S 

% 25.4 126 1 32  100

N º átomos deO 

%38.1126 3 16  100

Por lo tanto la fórmula del compuesto químico es: Na2SO3. Caso Nº2: Cuando NO se conoce la masa molar del compuesto Ejemplo N°3: Determine la fórmula del compuesto, si presenta una composición centesimal igual a: 38.67 % de K

13.85 % de N

N º relativo de átomos 

47.48 % de O

% Elemento PA (elemento)

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Número relativo de átomos:

N º relativo de K 

38.67  0.992 39

N º relativo de N 

13.85  0.989 14

N º relativo deO 

47.48  2.967 16

Reduciendo a la unidad, resulta:(número relativo de átomos divido en el valor más bajo obtenido en número relativo de átomos para los elementos en análisis). K = 0.992 / 0.989  1 N = 0.989 / 0.989  1 O = 2.967 / 0.989  3

La recomendación para solucionar este tipo de problemas en construir una tabla de datos con el siguiente formato:

Elemento

% Elemento

PA (elemento)

Número relativo de átomos

Relación unitaria

K

38.67

39

0.992

1

N

13.85

14

0.989

1

O

47.48

16

2.967

3

Por lo tanto la fórmula del compuesto es: KNO3 Relación mol-número de Avogadro Ejemplo N°4: Determine el número de moléculas de NH3 que hay en 0.55 mol de NH3. Desarrollo: Fórmula: N = n  N A

Nº moléculas de NH3 = 0.55 mol  6.02 1023moléculas/mol Nº moléculas de NH3 = 3.3 1023

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Relación mol-masa Ejemplo N°5: Determine los moles contenidos en 500 g de CdBr2. Desarrollo: - Fórmula: m = n  M despejando n resulta n = m / M - Calculo de M (CdBr2) = 272.2 g/mol

mol CdBr2 =500 g / 272.2 g/mol =1.84 Relación mol-volumen Esta relación se desprende de la “ley de Avogadro”. Esta ley señala que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen igual número de partículas (moléculas o átomos, según corresponda). El volumen ocupado por cualquier gas en condiciones normales (CN) de temperatura y presión es de 22.4 litros. Este volumen se conoce con el nombre de “volumen molar”. Si se conoce el volumen de un gas en condiciones normales, podemos saber cuántos moles, o cuántas moléculas o átomos de él existen en dicho volumen. Esta propiedad es única de los gases.

1 mol de gas 22.4 L del gas Ejemplo N°6: Cuántos moles de N2(g) estarán presentes en un recipiente de 20.0 L con N2(g) en condiciones normales (CN). Desarrollo: - Factor en condiciones normales:

1 mol de N 2 22.4 L de N 2

20.0 L de N 2 

1 mol de N 2  0.89 mol de N 2 22.4 L de N 2

Ejemplo N°7: Cuál será el volumen en condiciones normales, ocupado por 0.45 mol de CO2(g) Desarrollo: - Factor en condiciones normales:

1 mol deCO2 22.4 L deCO2

0.45 mol deCO2 

22.4 L deCO2 10 L deCO2 1 mol deCO2

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Relación mol-masa-volumen Hemos visto que el mol tiene diferentes equivalencias. Una de ellas se refiere a la cantidad (o número) de partículas; otra equivalencia es con la masa y finalmente, la tercera es con el volumen. En el siguiente mapa conceptual se puede observar que existe una relación directa entre mol y cantidad, entre mol y masa, entre mol y volumen; pero también se puede observar que es posible relacionar la masa con el volumen por medio del mol.

Ejemplo N°8: Cuál es el volumen ocupado por 5.1 g de NH3 en condiciones normales. Desarrollo:

-

Calculo de los mol de NH3; fórmula n = m / M

-

Calculo de la M (NH3) = 17 g/mol

mol de NH3 =5.1 g /17 g/mol = 0.3

0.3 mol de NH 3 

22.4 L de NH 3  6.7 L de NH 3 1 mol de NH 3

Ejemplo N°9: Calcular la masa de 10 L de CO2 en condiciones normales. Desarrollo:

10.0 L deCO2 

1 mol deCO2  0.446 mol deCO2 22.4 L deCO2

- Calculo de M (CO2) = 44 g/mol - Fórmula: m = n  M

g CO2 = 0.446 mol CO2  44 g/mol =19.6 Taller N°4: Estequiometria (RB8002). Documento preparado por Marcela Urrutia Castro. Docente Sede La Serena.

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Reacciones químicas Cuando un sistema constituido por uno o varios componentes, definidos éstos por un conjunto de propiedades esenciales (naturaleza química, características) accidentales (temperatura, estado físico de agregación), evoluciona espontánea o artificialmente desde un estado inicial a otro final, se dice que experimenta una “transformación”. Esta transformación puede ser física si sólo se afecta a las propiedades accidentales del sistema, o química si modifica sustancialmente la naturaleza de sus componentes. Las sustancias iníciales se denominan sustancias reaccionantes o “reactivos” y las nuevas sustancias formadas, “productos” de la reacción.

Ecuaciones químicas Las transformaciones químicas o reacciones químicas, se representan convencionalmente mediante una ecuación, llamada “ecuación química”, los términos de la primera parte de la ecuación corresponde a los reactivos, y los segundos a los productos de la reacción. Ejemplo:

  2 NH3( g ) 2 N2( g )  3H 2( g )   Obsérvese que en esta ecuación se utiliza una flecha cuya punta señala el sentido en que evoluciona el proceso (reversible).

  Irreversible   Re versible       Cuasi  reversible “Una Ecuación química, por tanto, constituye una representación simbólica abreviada de una transformación química”. Conservación de la masa en las reacciones químicas. Ajuste de ecuaciones En todo proceso químico, se ha de cumplir la “Ley de conservación de la masa”, o llamada Ley de Lavoisier, que en definitiva, demuestra que en las transformaciones químicas cambia la clase de materia, pero no su cantidad. Definición de la Ley de Conservación de la masa “La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante y, por tanto, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción”.

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Ejemplo:

H 2 CO3( ac )  NaOH ( ac )   Na2 CO3( ac )  H 2 O(l ) Esta ecuación indica cualitativamente el proceso químico, pero está incompleta al no cumplirse la Ley de Lavosier (no está ajustada). La ecuación ajustada sería

H 2 CO3( ac )  2 NaOH ( ac )   Na2 CO3( ac )  2H 2 O(l ) Interpretación de ecuaciones químicas Una ecuación química formulada y ajustada entrega información cualitativa y cuantitativa del proceso químico que representa. 1. Puede informar sobre la naturaleza de las sustancias que intervienen en ellos y se indica sobre su estado físico: sólido (s) , líquido (l) gas (g) 2. Puede indicar el número de moles de las sustancias participantes. 3. Puede indicar el número de gramos de cada uno de los participantes. 4. Puede indicar el número de moléculas que participan en la ecuación. 5. Puede indicar el volumen (expresado en Litros) de los gases participantes. Ejemplo: 4 FeS(s) 4 moles 351.64 g

+

7 O2(g)

2 Fe2O3(s) +

+

7 moles

2 moles

+

224 g

4 SO2(g)

+ 4 moles

319.38 g + 256.24

La masa de reactivos debe ser igual a la masa de productos según el principio de conservación de la materia.

III.

Ejercicios 1. Qué cantidad de Fe habrá en 150 gramos de Fe2O3. 2. Cuántos moles existen en 132 gramos de CO2. 3. Calcular la composición elemental del Fosfato Di amónico, (NH4)2HPO4. 4. Cuántos gramos de H2SO4 existen en 4 moles de H2SO4. 5. Cuantas moléculas de butano C4H10 existen en 348 g de dicho compuesto.

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6. Calcular la masa en gramos de una molécula de amoníaco (NH3). 7. Calcular la fórmula empírica de un compuesto cuyo análisis entrega la siguiente composición: C = 85.63 %

H = 14.37 %

8. Teniendo en cuenta la composición porcentual de un compuesto: K = 26.57%; Cr = 35.36% y O = 38.07%. Calcular la fórmula empírica.

9. Determinar los porcentajes de hierro (Fe) en 1 mol de cada uno de los siguientes compuestos: FeCO3

Fe2O3

Fe3O4

10. Determinar la composición porcentual del carbonato de potasio (K2CO3). 11. El análisis de un hidrato de carbono entrega la siguiente composición elemental: 40% de C; 6.71% de H y 53.29% de O. Determinar la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que su masa molecular (peso molecular) es 180 g/mol. 12. Ajustar las siguientes ecuaciones:

HCl( ac )  Al2 O3( s )   AlCl3( ac )  H 2 O(l ) H 2 SO4( ac )  Al( s )   Al2 (SO4 )3( ac)  H 2( g )

H 2 CO3( ac )  NaOH ( ac )   Na2 CO3( ac )  2H 2O(l )

  NH3( g ) N2( g )  H 2( g )   13. Interpretar la siguiente ecuación química en términos de moléculas, moles y gramos:

2C4 H10( g ) 13O2( g )  8CO2( g )  10H 2 O(l ) 14. Determine la composición elemental de superfosfato normal, Ca(H2PO4)2·H2O + CaSO4·2H2O.

IV.

Bibliografía -

Raymond Chang, Química General. Séptima edición. 2002

-

Brown LeMay, Química Ciencia Central. Novena edición. 2004

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