Representacion de estequemetria quimica pptx

Estequemetria

1. Reacciones Químicas MSc . Gabriel Moreno. Profesor de Química

2. Evidencia de las reacciones químicas Cambio físico – la composición química de una sustancia permanece constante. Fundir hielo Cambio químico – la composición química de una sustancia cambia. Oxidación del Hierro Reacción química – ocurre reordenamiento de átomos; se rompen enlaces y se forman nuevos enlaces.

3. Observaciones que evidencian una reacción química: Cuando: Se produce un gas. Se produce un sólido insoluble. Se observa un cambio de color permanentemente. Se observa transferencia de calor. Exotérmico – se libera calor. Endotérmico – se absorbe calor.

4. Reacción química: rearreglo de átomos.

5. La Ecuación Química Representa de modo escrito a una reacción química. Las sustancias iniciales se denominan Reactantes o Reactivos. Las sustancias finales se conocen como Productos.

6. Ecuación química: 2A + B 2 → 2AB Flecha: produce Escribiendo Ecuaciones Químicas catalizador condiciones subíndice coeficiente Temperatura, presión, solventes productos reactivos

7. Representaciones: La flecha : Indica lo que se produce. Catalizador : Sustancia que acelera o retarda la velocidad de la reacción. No es un reactante, ya que no se consume ni se altera. Coeficientes : Son números enteros y sencillos que se escriben a la izquierda de la fórmula. Sirven para balancear la ecuación. Subíndice : son los números pequeños que indican el número de átomos de cada clase que hay en la fórmula química.

8. 2 HCl(ac) + Na 2 CO 3 (s)  H 2 O (l) + CO 2 (g) + 2 NaCl(ac) Estado físico ac: disuelto en agua s: sólido l: líquido g: gas

9. Ley de conservación de la masa La masa total de todas las sustancias presentes es la misma antes y después de llevarse a cabo la reacción química.

10. BALANCE DE ECUACIONES Todas las reacciones químicas cumplen fielmente dos importantes leyes de la Química; la Ley de Lavoisier (conservación de la masa) y la Ley de Proust (proporciones definidas). El balance de la ecuación se hace para satisfacer la primera ley. El procedimiento puede ser por simple “tanteo o intuición” deducir cuáles son los coeficientes más apropiados o bien se puede aplicar un procedimiento “matemático”

11. N 2 + H 2 NH 3 Ejemplo:

12. Hay 2 N en la izquierda. Para que hayan 2 N en el lado derecho, colocar el coeficiente 2 al NH 3 : N 2 + H 2 2 NH 3 Ahora hay dos moléculas de NH 3 y 2x3 = 6 H del lado derecho. Poner coeficiente 3 al H 2 . La ecuación ahora está balanceada. N 2 + 3 H 2 2 NH 3 Por tanteo:

13. átomo izquierda derecha N 1x2 = 2 2 x1 = 2 H 3 x2 = 6 2 x3 = 6 Conteo de los átomos N 2 + H 2  NH 3 N 2 + 3 H 2  2 NH 3

14. Prof. S. Casas-Cordero E. Izquierda derecha

15. 3 moléculas de hidrógeno (con 2 átomos) para formar: ¿Qué significa esta ecuación? N 2 + 3 H 2  2 NH 3 1 molécula de nitrógeno (con 2 átomos) reacciona con 2 moléculas de amoníaco ( Cada molécula contiene 1 átomo de N y 3 átomos de H) 1 mol de nitrógeno (N 2 ) reacciona con 3 moles de hidrógeno (H 2 ) para formar: 2 moles de amoníaco (NH 3 )

16. Siete elementos existen naturalmente como moléculas diatómicas: H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , y I 2 Moléculas diatómicas

17. MÉTODO MATEMÁTICO PARA EL BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS: 1. Asignar a cada coeficiente desconocido una letra. 3. Proponer el valor más simple (generalmente 1) a una de las letras y resolver el sistema de ecuaciones. 2. Hacer una lista con los elementos presentes en los reactantes y construir ecuaciones matemáticas con las letras propuestas en el paso 1, para cada elemento.

18. Ejemplo: “El cobre reacciona con el ácido nítrico formando nitrato cúprico, dióxido de nitrógeno y agua”. ver video

19. Paso 1: asignamos letras; a Cu + b HNO 3  c Cu(NO 3 ) 2 + d H 2 O + e NO 2 Paso 2 : lista de los elementos de los reactantes; Cu: ecuación 1 a = c H : ecuación 2 b = 2d N : ecuación 3 b = 2c + e O : ecuación 4 3b = 6c + d + 2e Paso 3 : resolver el sistema de ecuaciones Cu + HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + NO 2

20. Sea a = 1 , entonces de ecuación 1 , la letra c = 1 Multiplicando la ecuación 3 por 3 y luego igualando la ecuación 4 con la nueva ecuación 3; ecuación 4 = nueva ecuación 3 3b = 6c + d + 2e = 6c + 3e , se obtiene; d = e Igualando la ecuación 2 con la ecuación 3 y reemplazando d = e ; b = 2d = 2c + e = 2e , se obtiene; e = 2c , es decir: e = 2 Luego, d = 2 , y b = 4 .

21. Finalmente la ecuación química balanceada será; 1 Cu + 4 HNO 3  1 Cu(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O + 2 NO 2 Cu + 4 HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O + 2 NO 2

22. Reacción de Combinación (Síntesis): A + Z  AZ Reacción de Descomposición (Análisis): AZ  A + Z Reacción de Simple Desplazamiento : A + BZ  AZ + B Reacción de Doble Desplazamiento (Metátesis): AX + BZ  AZ + BX Reacción de Neutralización : HX + BOH  BX + HOH Tipos de reacciones químicas

23. Combinación Descomposición Simple Desplazamiento Doble Desplazamiento

24. elemento + elemento compuesto 2H 2 + O 2 2H 2 O Combinación Elementos o compuestos se combinan para formar un compuesto:

25. compuesto elemento + elemento 2H 2 O 2H 2 + O 2 Un compuesto se descompone en partes: Descomposición

26. elemento + compuesto compuesto + elemento Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Un elemento desplaza a otro elemento en un compuesto: Simple Desplazamiento

27. compuesto + compuesto compuesto + compuesto H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O Hay un intercambio entre elementos de dos compuestos: Doble Desplazamiento

28. Ejercicios: Identifique el tipo de cada una de las siguientes reacciones: 1. Zn(s) + CuSO 4 (ac)  ZnSO 4 (ac) + Cu(s) 2. Sr(s) + O 2 (g)  SrO(s) 3. Cd(HCO 3 ) 2 (s)  CdCO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) 4. H 3 PO 4 (ac) + NaOH(ac)  Na 3 PO 4 (ac) + H 2 O(l) 5. AgNO 3 (ac) + KCl(ac)  AgCl(s) + KNO 3 (ac)

29. Respuesta del ejercicio anterior: Simple Desplazamiento Combinación Descomposición Neutralización Doble Desplazamiento

30. Cantidad de Sustancia ( n ): Es el número de partículas que está contenida en una porción de materia. Estas partículas o E ntidades E lementales ( EE ), pueden ser átomos, moléculas, iones, etc. La unidad de medida de la Cantidad de sustancia es el mol . Un mol contiene 6,02x10 23 EE (Número de Avogadro) N A = 6,02x10 23 EE/mol

31. N A = 6,02x10 23 EE/mol Un mol = 602.000.000.000.000.000.000.000,0 de EE mil millón billón trillón Seiscientos dos mil trillones de partículas ¿cómo se lee esta cifra?

32. Corresponde a la masa en gramos de un mol de sustancia. Para los elementos químicos, se han medido en referencia al isótopo más abundante del Carbono; el C-12. Un mol de átomos de C-12, equivale a 12,0000 g. La masa molar de un mol de átomos de cualquier elemento, se conoce también como Peso atómico, PA. Masa Molar (MM):

33. Masa Molar: Suma de los pesos atómicos de todos los átomos presentes en la molécula. Ejemplo: Cálculo del Masa Molar del sulfato férrico, Fe 2 (SO 4 ) 3 . 2 x PA (Fe) = 2 x 55,8 = 111,6 3 x PA (S) = 3 x 32,1 = 96,3 12 x PA (O) = 12 x 16,0 = 192,0 Masa Molar = 399,9 g/mol

34. ¿Cuál es la masa molar del 2,3-dimetilpentano? FM: C 7 H 16 MM: 7x 12 g/mol + 16x1 g/mol = 100 g/mol

35. 1 Ca 1 x 40.08 g = 40 g 2 O 2 x 16 g = 32 g 2 H 2 x 1 g = 2 g Total 74 g/mol 1 Mg 1 x 24.3 g = 24.3 g 2 N 2 x 14 g = 28 g 6 O 6 x 16 g = 96 g Total 148.3 g/mol Ca(OH) 2 Mg(NO 3 ) 2 Ejercicios Determine la Masa Molar de:

36. Cálculos de masa, moles y EE: Para todo los procesos de cálculos, se aplican proporciones. Ej.: Si la MM del NaOH es 40 g/mol, ¿Cuántos moles se tendrá en 85 g del compuesto?

37. Solución:

38. Otro Ej.: Si la MM del Ca 3 (PO 4 ) 2 es 310 g/mol, calcular la masa en gramos de 0.72 moles de Ca 3 (PO 4 ) 2 Solución:

39. Solución:

40. Desde masa a Número de moléculas: Si la MM del CO 2 es 44 g/mol, calcular el número de moléculas que hay en 24.5 g de CO 2 resolviendo paso a paso:

41. Cálculo completo:

42. Estequiometría El término estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que toma parte en una reacción química, y se tiene la ecuación química balanceada, se puede establecer las cantidades de los otros reactivos y productos.

43. Estas cantidades pueden darse en moles, masa (gramos) o volúmenes (litros). Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.

44. Método de la relación molar Se conocen varios métodos para resolver problemas estequiométricos, uno es el método molar o de la relación molar . La relación molar es una relación entre la cantidad de moles de dos especies cualesquiera que intervengan en una reacción química. Por ejemplo, en la reacción: 2H 2 + O 2  2H 2 O Sólo hay seis relaciones molares que se aplican. Estas son:

45. Prof. S. Casas-Cordero E. La relación molar es un factor de conversión cuyo fín es convertir, en una reacción química, la cantidad de moles de una sustancia a la cantidad correspondiente de moles de otra sustancia. Ej.: Calcular la cantidad de moles de H 2 O que se pueden obtener a partir de 4.0 mol de O 2 usaremos la relación molar

46. Cálculos Estequiométricos A partir de la reacción anterior, en la que reacciona el hidrógeno más oxígeno para formar agua: ¿Cuántos moles y cuántos gramos de H 2 O se formarán a partir de 3 moles de H 2 ? Para responder a esta pregunta, se inicia el procedimiento poniendo la cantidad dada por el problema, es decir 3 moles de H 2 . 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O(l)

47. Convirtiendo los moles de H 2 en moles de H 2 O: Convirtiendo los moles de H 2 O en masa de H 2 O: También se puede convertir los moles de H 2 directamente en masa de H 2 O:

48. Otro Ejemplo, considerando los datos: Cu + 4 HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O + NO 2 ¿Qué masa en gramos de Cobre, deberá reaccionar con 100 g de ácido Nítrico, HNO 3 ?

49. ¿Qué masa en gramos de Cu(NO 3 ) 2 y de NO 2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu? Se deben emplear los siguientes datos: Primero calculamos la masa de Cu(NO 3 ) 2 : Ahora calculamos la masa de NO 2 :

50. ¿Qué masa en gramos de Cu(NO 3 ) 2 y de NO 2 se obtendrá desde los 25,2 g de Cu? Resolviéndolo mediante “regla de tres”: Con el PA del Cobre, calculamos los moles: 63,5 g de Cu 1 mol de Cu 25,2 g de Cu x de Cu X = 0,397 mol de Cu 1 mol de Cu(NO 3 ) 2 X ≈ 0,4 mol de Cu Con la ecuación balanceada, calculamos los moles de Cu(NO 3 ) 2 : X de Cu(NO 3 ) 2 0,4 mol de Cu 1 mol de Cu X = 0,4 mol de Cu(NO 3 ) 2 Con la MM del Cu(NO 3 ) 2 , calculamos la masa: 1 mol de Cu(NO 3 ) 2 0,4 mol de Cu(NO 3 ) 2 187,5 g de Cu(NO 3 ) 2 x de Cu(NO 3 ) 2 X = 75,0 g de Cu(NO 3 ) 2 margen de error por aproximación