1. Estequiometría

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1.Estequiometría

Contenidos • Reacciones químicas y ecuaciones químicas – Mezclas y sustancias puras; compuestos y elementos; moléculas y átomos; iones – Reacciones químicas; estequiometría; ecuaciones químicas

• Ajustes de ecuaciones químicas – Reacciones sencillas

• Reactivo limitante • Rendimiento de las reacciones químicas

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1.Estequiometría

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Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 1.3, 1.4, 4.1, 4.2, 4.4, 4.5

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Reacciones químicas y ecuaciones químicas

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1.Estequiometría

Clasificación de la materia hasta el nivel atómico Materia ¿puede separarse por un proceso físico? SÍ

NO

Mezcla

Sustancia

¿es homogénea?

¿puede descomponerse por un proceso químico?

SÍ

Disolución Disolución de glucosa 0,83 M

NO

SÍ

Mezcla heterogénea Leche Sangre

(suspensiones)

NO

Compuesto

Elemento

H2O (l)

H2 (g)

C6H12O6 (s)

O2 (g) C (s) [Lectura: Petrucci 1.4]

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Clasificación de la materia hasta el nivel atómico • Mezcla

(Ej. mezcla gaseosa de O2 y H2)

– – –

Formada por sustancias (compuestos o elementos) Se pueden separar por procedimientos físicos Su composición -proporción de las sustancias que la componen- puede variar – Sus propiedades físicas se relacionan con las de las sustancias que la componen

• Sustancia

(Ej. H2O en estado líquido)

– Formada por moléculas iguales –en algunos casos por átomos, p.ej. C, Fe, AuAu-. • Cada molécula está formada por átomos – Su composición –proporción de los átomos que la componen- es fija • Determinada por números enteros (fórmula molecular)

– Cada sustancia (compuesto o elemento) tiene unas propiedades físicas únicas • Independientes de las de sus componentes –atomos-. • Útiles para su identificación (análisis). [Lectura: Petrucci 1.4] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Reacciones químicas

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Reacciones químicas • Dos o más moléculas distintas pueden intercambiar algunos de sus átomos y dar lugar a nuevas moléculas • Reacción química – Proceso por el que un conjunto de sustancias -reactivos- se transforma en otro conjunto de sustancias –productos. – Transcurre normalmente con cambios notables de las propiedades físicas • cambio de color; formación de precipitado; desprendimiento de gas; desprendimiento o absorción de calor • En caso contrario hay que hacer análisis químico para saber si ha tenido lugar una reacción química

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Reacciones químicas y ecuaciones químicas

mezcla gaseosa de O2 y H2 chispa 1) Reactivos y productos:

H2O en estado líquido

H 2 (g ) + O 2 (g ) → H 2 O(l )

Cada molécula de O2 reacciona con dos moléculas de H2 2) Conservación de los átomos:

2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) coeficientes estequiométricos [Lectura: Petrucci 4.1]

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Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) • Interpretación en términos atómico-moleculares (microscópicos) – Las moléculas de reactivos reaccionan entre sí, en la proporción indicada por los coeficientes estequiométricos de la izquierda • Intercambian átomos -en uno o en varios pasos- y generan los productos

– La proporción de moléculas de productos generadas a partir de moléculas de reactivos también es la indicada por los coeficientes estequiométricos – Sólo se indica el resultado global de la reacción • Si la reacción tiene lugar en varios pasos (mecanismo de la reacción), las moléculas que se generan temporalmente para ser consumidos inmediatamente (intermedios de reacción) no se indican Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) • Interpretación en términos molares (macroscópicos) – Un mol de dos sustancias cualesquiera contiene el mismo número de moléculas de cada sustancia –por definición de mol-. • NA, el número de Avogadro, 6,0221418 x 1023 moléculas/mol • P.ej., 2,016 g de H2 y 32,00 g de O2 tienen el mismo número de moléculas con cuatro cifras significativas (6,022 x 1023 moléculas)

– Las cantidades macroscópicas de reactivos que reaccionan entre sí guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles – Las cantidades macroscópicas de productos que se generan a partir de los reactivos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles Química (1S, Grado Biología) UAM

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Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) • ¿Con cuántos moles de H2 reaccionan 2,40 moles de O2? ¿Cuántos moles de H2O producen?

2 mol H 2 2,40 mol O 2 ⋅ =4,80 mol H 2 1mol O 2 2 mol H 2 O 2,40 mol O 2 ⋅ =4,80 mol H 2 O 1mol O 2

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Ecuaciones químicas: estequiometría 2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) • ¿Con cuántos gramos de H2 reaccionan 38,4 gramos de O2? ¿Cuántos gramos de H2O producen? [Masas atómicas: H 1,008; O 16,00]

1mol O 2 2 mol H 2 2,016 g H 2 ⋅ ⋅ 38,4 g O 2 ⋅ =4,84 g H 2 32,00 g O 2 1mol O 2 1mol H 2

1,20

2, 40

1mol O 2 2 mol H 2 O 18,02 g H 2 O 38,4 g O 2 ⋅ ⋅ ⋅ =43,2 g H 2 O 32,00 g O 2 1mol O 2 1mol H 2 O

[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.3-4.5] Química (1S, Grado Biología) UAM

[Prob. 1.3] 1.Estequiometría

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Ajustes de ecuaciones químicas

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Ajustes de ecuaciones químicas simples CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O • Procedimiento de tanteo – Si un elemento aparece en un solo compuesto en cada lado, se ajustan los coeficientes de dichos compuestos los primeros – Si un reactivo o producto es un elemento libre, se ajusta en último lugar – Los demás coeficientes se van adaptado, por tanteo, al resultado del primer paso – Pueden usarse coeficientes fraccionarios; al final pueden convertirse todos en enteros por multiplicación por un factor común 1. C aparece en un solo compuesto en cada lado: 2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 3. Como consecuencia de 1+2:

1 CH 4 + O 2 → 1 CO 2 + H 2 O 1 CH 4 + O 2 → CO 2 + 2 H 2 O 1 CH 4 + O 2 → 1 CO 2 + 2 H 2 O

4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos el último

CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O [Lectura: Petrucci 4.1] Química (1S, Grado Biología) UAM

1.Estequiometría

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Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo:

H 3 PO 4 + CaO → Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O P: Ca: H:

P,Ca,H:

O:

2

3

1 1

3

2

2 ya está

3

1

3

2 H 3 PO 4 + 3 CaO → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3 H 2 O

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Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo:

Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa

C6 H12 O6 + O 2 → CO 2 + H 2 O C: H: C,H:

O:

1 1

6

1

6

6

6

6

1

6

6

C6 H12 O6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O

[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.1,4.2] Química (1S, Grado Biología) UAM

1.Estequiometría

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Ajustes de reacciones redox •

Reacciones entre especies cargadas: Además del balance de materia hay que tener en cuenta el balance de carga – Se verán en el Tema 9. Reacciones de oxidación-reducción.

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Reactivo limitante

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1.Estequiometría

Reactivo limitante 2 H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2 H 2 O(l ) • En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de O2 y 4,00 mol de H2. Se hace saltar una chispa y se produce la reacción de formación de H2O indicada más arriba. – ¿Cuántos moles de O2 reaccionan? – ¿Cuántos moles de H2 reaccionan? – ¿Cuántos moles de H2O se forman?

2,40 mol O 2 ⋅

2 mol H 2 =4,80 mol H 2 1mol O 2

4,00 mol H 2 ×

1mol O 2 =2,00 mol O 2 2 mol H 2

1) 2,40 mol O2 podrían reaccionar con 4,80 mol H2, pero sólo hay presentes 4,00 mol H2; luego se quedará O2 sobrante sin reaccionar. 2) 4,00 mol H2 pueden reaccionar con 2,00 mol O2; como hay presentes 2,40 mol O2, quedaran 0,40 mol O2 sobrantes sin reaccionar. 3) 4,00 mol H2 reaccionan con 2,00 mol O2 y producen 4,00 mol H2O. 4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H2, se producen 4,00 mol H2O y quedan presentes sin reaccionar 0,40 mol O2.

El H2 actúa de “reactivo limitante” Química (1S, Grado Biología) UAM

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Reactivo limitante Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química indican las proporciones de moles de reactivos que pueden reaccionar y las proporciones molares de productos que se formarán.

•

Cuando se prepara una mezcla de reactivos de modo que los moles de los mismos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, se dice que es una mezcla estequiométrica, o que los reactivos están en proporciones estequiométricas. – En este caso, todos los reactivos presentes se consumen completamente en la reacción. Ej. 2,40 mol O2 y 4,80 mol H2

•

Normalmente se ponen a reaccionar mezclas no estequiométricas. – En estos casos, el reactivo que está presente en menor proporción (respecto a la estequiométrica) se consume totalmente en la reacción y determina las cantidades que se consumen de los otros reactivos y las que se forman de productos. – Se le denomina reactivo limitante. – Del resto de reactivos decimos que están en exceso. Ej. 2,40 mol O2 y 4,00 mol H2; reactivo limitante:H2 [Lectura: Petrucci 4.4] Química (1S, Grado Biología) UAM

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Reactivo limitante Ejemplo:

Con el objeto de determinar el valor energético de la glucosa, se realiza un experimento de combustión completa de la misma. Se preparan 2,30 g de glucosa y 2,30 g de oxígeno. ¿Cuánta glucosa y cuánto oxígeno se espera que reaccionen? ¿Cuál es el reactivo limitante? [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción

C6 H12 O6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O 2) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente

2,30 g O 2 ⋅

1mol O 2 1mol gluc 180,16 g gluc ⋅ ⋅ =2,15g glucosa 32,00 g O 2 6 mol O 2 1mol gluc

3) Concluimos: Reaccionarán 2,15 g glucosa y los 2,30 g O2; el reactivo limitante es el O2

[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.12,4.13] Química (1S, Grado Biología) UAM

[Prob. 1.5] 1.Estequiometría

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Rendimiento

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1.Estequiometría

Rendimiento de las reacciones químicas En el transcurso real de una reacción química suele haber factores que hacen que se obtenga una cantidad de productos menor que la correspondiente a la estequiometría de la reacción. P.ej., la existencia de otras reacciones secundarias competitivas que generan subproductos.

•

Rendimiento teórico (de un producto): es la cantidad de ese producto que se espera obtener, por la estequiometría de la reacción, a partir de unas cantidades dadas de reactivos. –

•

Rendimiento real (de un producto): es la cantidad de ese producto que se obtiene realmente a partir de unas cantidades dadas de reactivos. –

•

depende de las cantidades de reactivos de que se parta

depende de las cantidades de reactivos de que se parta

Rendimiento porcentual, o rendimiento

rendimiento (porcentual)= – –

(de un producto):

rendimiento real ×100% rendimiento teórico

Es independiente de las cantidades de reactivos de que se parta Una reacción con rendimiento ~100% se dice que es cuantitativa y se puede utilizar para realizar análisis químicos cuantitativos [Lectura: Petrucci 4.5] Química (1S, Grado Biología) UAM

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24

Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo:

La urea, CO(NH2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción

2 NH 3 + CO 2 → CO ( NH 2 )2 + H 2 O 2) Determinamos el reactivo limitante La proporción estequiométrica NH3/CO2 es 2:1. Si se prepara una mezcla de proporción molar 3:1, hay exceso de NH3 y el reactivo limitante es el CO2, que es quien determina la cantidad de urea que se puede producir. 3) Calculamos el rendimiento teórico como la cantidad de urea que se puede producir a partir de la cantidad de CO2 utilizada

1mol urea 60,06 g urea 1mol CO 2 ⋅ ⋅ =60,06 g urea 1mol CO 2 1mol urea Rendimiento teórico (de urea): 60,06 g Química (1S, Grado Biología) UAM

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Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo:

La urea, CO(NH2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00]

4) Determinamos el rendimiento real como la cantidad de urea realmente producida a partir de la cantidad de CO2 utilizada Rendimiento real (de urea): 47,7 g 5) Calculamos el rendimiento porcentual

47,7 g urea (producida) ×100%= 79,4 % 60,06 g urea (producible) Rendimiento porcentual (de urea): 79,4%

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Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo:

Si la síntesis industrial de urea a partir de amoniaco y dióxido de carbono tiene un rendimiento del 79,4%, ¿qué masas de amoniaco y de dióxido de carbono se consumen para producir 1000 kg de urea? 1) Calculamos la cantidad de urea que se produciría si el rendimiento fuese del 100%

rendimiento real ×100% rendimiento porcentual 1000 kg urea = ×100% = 1260 kg urea 79,4%

rendimiento teórico =

2) Calculamos las cantidades de reactivos necesarias para producir esa urea; utilizamos la estequiometría de la reacción global ajustada y las masas atómicas (ejemplo anterior)

1mol urea 1000 g 2 mol NH 3 17,03g NH 3 1 kg 1260 kg urea ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = 715 kg NH 3 60,06 g urea 1 kg 1mol urea 1mol NH 3 1000 g 1mol urea 1000 g 1mol CO 2 44,01g CO 2 1 kg 1260 kg urea ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = 923kg CO 2 60,06 g urea 1 kg 1mol urea 1mol CO 2 1000 g [Recomendación: Petrucci ejemplos 4.14,4.15] Química (1S, Grado Biología) UAM

[Prob. 1.6] 1.Estequiometría

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