ESTEQUIOMETRÍA 1. 2. 3. 4. 5.

Disolución. La reacción química. La ecuación química. Clasificación de las reacciones químicas. Estequiometría.

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Estequiometría

1

1. DISOLUCIÓN Una disolución es una unión de varias sustancias de composición variable cuyos componentes pueden separarse por procedimientos físicos.

Sus propiedades varían con la composición.

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2

1. DISOLUCIÓN Una disolución (D) es una mezcla homogénea de varios componentes. Está formada por:

•Soluto (s). El soluto es el componente minoritario (sustancia dispersa). •Disolvente (d). El disolvente es el componente mayoritario (medio dispersivo).

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3

1. DISOLUCIÓN Podemos encontrar disoluciones de todo tipo (s en l, l en g, g en g,…) pero las más comunes que vamos a ver son: •

Disolución de gas en agua. Los gases (HCl, NH3,…) se disuelven en agua formando iones.

•

Disolución de líquido en agua. El agua es un disolvente polar que disuelve a líquidos semejantes (también polares –alcohol-).

•

Disolución de sólido en agua. Es la disolución más frecuente.

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4

1. DISOLUCIÓN TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES

Estado de la Disolvente disolución Gas Líquido Líquido Líquido Sólido

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Gas Líquido Líquido Líquido Sólido

Soluto

Ejemplo

Gas Gas Líquido Sólido Sólido

Aire Cava Vinagre Agua de mar Latón

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5

1. DISOLUCIÓN Según la cantidad de soluto tenemos disoluciones: •

Sobresaturada. Hay más soluto del permitido, se produce la precipitación.

•

Saturada. Estoy en límite de la cantidad de soluto permitida, no se admite más soluto.

•

Insaturada: Se admite más cantidad de soluto de la existente. – Concentrada. Falta poco soluto para alcanzar el grado de saturación. – Diluida. La cantidad de soluto es muy pequeña respecto a la de la disolución saturada. Química 1º bachillerato

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1. DISOLUCIÓN Solubilidad. La solubilidad de una sustancia indica la máxima cantidad de dicha sustancia que es posible disolver en una cantidad (volumen) de disolvente (o de disolución) dada a una temperatura concreta. Hay un equilibrio entre el soluto en estado sólido y el soluto disuelto. Química 1º bachillerato

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7

1. DISOLUCIÓN La concentración de una disolución expresa la relación existente entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución o disolvente. • Composición centesimal. Hay dos tipos: – –

Indica la cantidad en gramos de soluto que hay en 100 gramos de disolución. Indica el volumen en mililitros de soluto que hay en 100 mililitros de disolución.

• Molaridad. Expresa el número de moles de soluto que hay en un litro de disolución. • Fracción molar. La fracción molar de un componente de una disolución es el cociente entre el número de moles de dicho componente y el número de moles totales de la disolución. • Concentración: El la masa del soluto (en gramos) que existe en un volumen de disolución (en litros).

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1. DISOLUCIÓN %(m)  100 

ms

%(V )  100 

ms C VD Química 1º bachillerato

Vs

mD

VD

ns M VD (l )

mi ( gr ) ni  pmi

ns  Xs   nT  nT  ns  nd  Xs  Xd 1 nd  Xd  nT  Estequiometría

9

1. DISOLUCIÓN

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10

1. DISOLUCIÓN Densidad:

Es la relación que hay entre la masa y el volumen en una sustancia (ambas propiedades se refieren a la misma sustancia, la cual suele ser la disolución).

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mi i  Vi

11

1. DISOLUCIÓN La suma de las presiones parciales es la presión total (ley de Dalton):

PT   Pi  PA  PB  PC  ... i

La presión parcial es igual a la fracción molar por la presión total:

Pi  X i  PT

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EJERCICIO-EJEMPLO Se prepara una disolución añadiendo 10 ml de una disolución de cloruro sódico pura y con una densidad de 1,5 gr/ml a un litro de agua pura. Determinar en la disolución: a) b) c) d) e)

Su composición centesimal. La molaridad. La concentración en gr/l . Las fracciones molares. La densidad.

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RELACIÓN DE EJERCICIOS CONCENTRACIONES

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2. LA REACCIÓN QUÍMICA Una reacción química es un cambio químico (modificación-alteración de sustancias afectando a su identidad) donde se rompen unos enlaces químicos existentes de los compuestos reactivos y se forman otros enlaces químicos nuevos de los compuestos productos. Química 1º bachillerato

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15

2. LA REACCIÓN QUÍMICA Hay una reordenación de átomos. 1. Estado inicial. Son los reactivos que deben estar en contacto. 2. Reacción.

Es la interacción entre los reactivos rompiendo enlaces entre átomos de cada molécula.

3. Estado final. Son los productos de la reacción formados por la creación de nuevos enlaces.

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16

2. LA REACCIÓN QUÍMICA

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA La ecuación química es la forma de expresar una reacción química. Para escribir una ecuación química: •

Se escriben la fórmula de los reactivos a la izquierda separadas por un signo + e indicando su estado físico.

•

Forman el primer miembro.

•

Se escribe la fórmula de los productos a la derecha separadas por un signo + e indicando su estado físico. Forman el segundo miembro.

•

Las fórmulas de los reactivos y los productos se separan con una flecha.

•

Se ajusta la reacción química. Química 1º bachillerato

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA S i g n i f i c a d o

Símbolo +

Se usa para separar dos reactivos o dos productos

 ó 

Se usan para separar los reactivos de los productos

=   (s)



Símbolo alternativo a ó  Se usa en lugar de  en reacciones reversibles Colocado detrás de la fórmula de un reactivo o producto indica que se encuentra en estado sólido Símbolo alternativo a (s). Sólo se usa para un producto sólido

( aq )

Designa un reactivo o producto en estado líquido. Se coloca detrás de la fórmula Indica que la sustancia se encuentra disuelta en agua

(g)

Designa un reactivo o producto en estado gaseoso. Se coloca detrás de la fórmula

( l )



Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso

D

Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor

Pt 

  H 2O

Una fórmula escrita encima de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción) Una fórmula escrita debajo de la flecha indica su uso como disolvente

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Para ajustar una reacción química se usan unos números (coeficientes estequiométricos) delante de las fórmulas de cada reactivo y de cada producto para cumplir la ley de Lavoisier de conservación de la masa (el número de átomos totales de cada elemento en los reactivos y en los productos tiene que ser el mismo, lo mismo en ambos miembros). Los coeficientes de la ecuación química indican el número relativo (no absoluto) de reactivos y productos para producir la reacción química. Cuando el coeficiente estequiométrico es 1 no hace falta ponerlo. Se puede realizar a ojo o por medio de ecuaciones matemáticas. Es un proceso cuantitativo. Química 1º bachillerato

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Ejemplo:

2 Na (s) + 2 H2O ( l )  2 NaOH (aq) + H2 (g)

REACTIVOS

PRODUCTOS

H

Na

H O

+ Na

+ Na

H

H O

Na

-

O - + H

+

H H

O

• 2 átomos de sodio • 2 átomos de oxígeno • 4 átomos de hidrógeno

• 2 átomos de sodio • 2 átomos de oxígeno • 4 átomos de hidrógeno Química 1º bachillerato

H

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Interpretar una reacción consiste en conocer lo que sucede, saber leer la reacción. Hay cuatro posibles interpretaciones que se usan indistintamente según nos sean necesarias.

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA •

Interpretación atómico-molecular. Se lee la reacción utilizando términos de átomos y moléculas (no hay ley de conservación, al menos que solo cuente los átomos). Es una interpretación microscópica.

•

Interpretación molar. Se lee la reacción utilizando términos de moles (no hay ley de conservación). Es una interpretación macroscópica.

•

Interpretación másica. Se lee la reacción utilizando términos de masas (sí hay ley de conservación). Es una interpretación macroscópica.

•

Interpretación de volumen. Se lee la reacción utilizando términos de volúmenes (solo sirven para gases) (no hay ley de conservación). Es una interpretación macroscópica. Química 1º bachillerato

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Interpretación macroscópica  La ecuación 2 CO ( g ) + O2 ( g )  2 CO2 ( g ), significa que:

2 moléculas CO + 1 molécula O2 20 moléculas CO + 10 moléculas O2 2 . 6,02 . 1023 CO + 1 . 6,02 . 1023 O2 2 moles CO + 1 mol O2

   

2 moléculas CO2 20 moléculas CO2 2 . 6,02 . 1023 CO2 2 moles CO2

Los coeficientes en una ecuación química indican la proporción en moles o en moléculas, NO EN GRAMOS

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA  Dado que la masa de un mol de cualquier sustancia es un número de gramos igual

a su masa molecular, la relación 2 moles CO + 1 mol O2   2 moles CO2 se traduce en: 2 . 28 g CO + 1 . 32 g O2   2 . 44 g CO2

 Es decir, la proporción en masa es:

56 g CO + 32 g O2  88 g CO2

La masa de las sustancias que reaccionan, es igual a la masa de los productos formados, de acuerdo con la ley de conservación de la masa

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25

3. LA ECUACIÓN QUÍMICA

+ 2 x 22,4 l CO

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22,4 l CO2

Estequiometría

2 x 22,4 l CO2

26

3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Las reacciones se pueden clasificar según diversos criterios: •

Según la forma de realizarse transformación química.

•

Según la naturaleza de los reactivos.

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la

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Según la forma de realizarse la transformación química: •

Reacciones de análisis (o de descomposición). Es la descomposición de una sustancia en otras más simples. A =› B + C

•

Reacciones de síntesis (o de combinación-adición). Es la combinación de sustancias puras simples para dar una sustancia pura compuesta. A + B =› C

•

Reacciones de sustitución (o desplazamiento). Un elemento sustituye a otro dentro de un compuesto dejándolo libre. AB + C =› AC + B

•

Reacciones de doble sustitución (o de intercambio). Dos elementos o grupo intercambian su posición. AB + CD =› AD + CB Química 1º bachillerato

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3. LA ECUACIÓN QUÍMICA Según la naturaleza de los reactivos: •

Reacciones entre ácidos y bases (reacción de neutralización). Un ácido (hidrácido u oxoácido) reacciona con una base (hidróxido) para dar una sal (binaria o ternaria respectivamente) y agua. Ácido + Base =› Sal + Agua

•

Reacciones de combustión.

Es la reacción de un compuesto con oxígeno desprendiendo una gran cantidad de energía. Los hidrocarburos siguen la fórmula: Hidrocarburo + Oxígeno (O2) =› Dióxido de carbono (CO2) + Agua (H2O) Química 1º bachillerato

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EJERCICIO-EJEMPLO Escribir y ajustar las siguientes reacciones química y clasifícalas según el tipo de transformación:

a) La arsina da arsénico e hidrógeno. b) El hidrógeno y el yodo dan ioduro de hidrógeno. c) El diborano (B2H6) reacciona con oxígeno para dar óxido de boro (III) y agua. d) El tetracloruro de titanio reacciona con oxígeno para dar óxido de titanio (IV) y cloro. Interpreta cada una de ellas de todas las maneras posibles. Química 1º bachillerato

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30

RELACIÓN DE EJERCICIOS ECUACIONES QUÍMICAS

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Estequiometría

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4. ESTEQUIOMETRÍA La estequiometría son los cálculos de reactivos y/o productos que se realizan en una reacción química a través de su ecuación química.

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Estequiometría

32

4. ESTEQUIOMETRÍA Los cálculos estequiométricos se realizan a través de las relaciones (reglas de tres) entre reactivos y productos establecidas en las interpretaciones atómico-molecular, molar, másica o de volumen. Lo más común es la interpretación molar. Química 1º bachillerato

Estequiometría

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4. ESTEQUIOMETRÍA

CH4 +

2 O2  CO2 + 2 H2O

Los coeficientes estequiométricos me indican relaciones entre los compuestos (nunca son cantidades). Química 1º bachillerato

Estequiometría

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4. ESTEQUIOMETRÍA

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Estequiometría

35

4. ESTEQUIOMETRÍA Para resolver los ejercicios: a)

Escribir la ecuación química y ajustarla.

b)

Determinar los pesos moleculares (y los pesos estequiométricos).

c)

Completar la siguiente tabla: React1 React2

INICIO

Prod2

Unidades gr o mol

(Cuanto hay de cada uno al comienzo)

REACCIONA

gr o mol

(Cuanto reacciona de cada uno, + si se forma y – si desaparece)

FINAL

gr o mol

(Cuanto hay de cada uno al final) Química 1º bachillerato

Prod1

Estequiometría

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EJERCICIO-EJEMPLO Eres un trabajador de un colegio que se dedica a montar bancas. Con dos sillas (de 3 kg cada una) y una mesa (de 8 kg) forma una banca; un camión, de lo que sea, implica 100 de esas cosas. Determinar al final del día las bancas que se han formado y las sillas y mesas que sobran en cada uno de estos casos: 1) 2) 3) 4)

El primer día de trabajo tengo 50 sillas y 25 mesas. El segundo día de trabajo me traen dos camiones de mesas y tres camiones de sillas. El tercer día de trabajo me traen tres camiones de sillas y dos camiones de mesas, pero por un defecto de fábrica están rotas el 30% de las mesas. El cuarto día de trabajo me traen dos camiones de mesas y tres camiones de sillas pero, debido a la resaca de la noche anterior, solo he sido capaz de realizar el 80% del trabajo.

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37

4. ESTEQUIOMETRÍA El reactivo limitante determina-limita la cantidad de producto que puede formarse en una reacción química, es el que se gasta completamente. El reactivo limitante se gasta completamente, el resto son reactivos en exceso de los cuales sobran una parte al final de la reacción. Cuando tengo varias cantidades iniciales de reactivos siempre hay que determinar el limitante (al menos que tenga cantidades estequiométricas). La cantidad de reactivo limitante es la que debe usarse para realizar los cálculos estequiométricos.

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4. ESTEQUIOMETRÍA El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para darme dióxido de carbono. Antes de la reacción

2 moles de CO

2 moles de O2

0 moles de CO2

Después de la reacción

0 moles de CO Química 1º bachillerato

1 mol de O2 Estequiometría

2 moles de CO2 39

EJERCICIO-EJEMPLO En la reacción en altos hornos del óxido de hierro (III) con el carbono se obtiene hierro metálico y se desprende dióxido de carbono gaseoso. Si reaccionan 30 kg de óxido con 5 kg de carbono sobre un residuo de 2 kg de hierro, indicar el reactivo limitante y el reactivo en exceso y determinar la cantidad de hierro y dióxido obtenido. Realizar el problema usando un interpretación molar y una interpretación másica de la ecuación química y compara los resultados al final. Química 1º bachillerato

Estequiometría

40

RELACIÓN DE EJERCICIOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

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Estequiometría

41

4. ESTEQUIOMETRÍA Los reactivos impuros son aquellos que no son sustancias puras sino que tienen una riqueza.

Los datos introducidos o sacados de una ecuación química siempre son de sustancias puras. Las impurezas son las sustancias que acompañan a mi sustancia pura y que no intervienen ni alteran mi reacción química. Química 1º bachillerato

Estequiometría

42

EJERCICIO-EJEMPLO Indicar el reactivo limitante y el reactivo en exceso al añadir a 2 litros de una disolución 3 molar de cloro 0.25 kg de fósforo (P4) al 70%. Determinar la cantidad de tricloruro de fósforo obtenido en esta reacción de síntesis.

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Estequiometría

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RELACIÓN DE EJERCICIOS IMPUREZAS

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Estequiometría

44

4. ESTEQUIOMETRÍA El rendimiento es la relación (cociente) entre la cantidad real obtenida y la cantidad teórica que debería obtenerse si la reacción se produjera al 100%.

Normalmente es un porcentual (porcentaje).

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Estequiometría

rendimiento

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EJERCICIO-EJEMPLO Indicar el reactivo limitante y el reactivo en exceso al añadir a 2 litros de una disolución 3 molar de cloro 0.1 kg de fósforo (P4) al 70%. Determinar la cantidad de tricloruro de fósforo obtenido en esta reacción de síntesis si tenemos un rendimiento del 80%. Determinar el rendimiento de la reacción si al final se obtienen 150 gr de tricloruro de fósforo. Química 1º bachillerato

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RELACIÓN DE EJERCICIOS RENDIMIENTO

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