SESIÓN N° ……. ESTEQUIOMETRÍA

UNIVERSIDAD NACIONAL TECNOLOGICA DEL CONO

SUR - UNTECS

QUIMICA GENERAL

ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometria y ecuación química Unidades de medición química Unidades de concentración. Relaciones estequiométricas. Reactivo limitante. Eficiencia de una reacción. Caso de estudio: liberación de SO2 a la

atmósfera en una refinería.

ESTEQUIOMETRÍAEs la parte de la química que trata el estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de las sustancias que participan en una determinada reacción química.REACCIONES QUÍMICAS

Fenómenos químicos; hay una transformación en la estructura atómica o molecular de las sustancias.

Proceso por el cual dos sustancias actúan entre si con la desaparición total o parcial de estas y la formación de nuevas sustancias.

REACTIVOS O REACTANTES PRODUCTOS ECUACION QUIMICA: Expresión de la reacción química. Se realiza en

forma de igualdades matemáticas. La finalidad, expresar cualitativa y

cuantitativamente a los componentes de la reacción química, ej.:

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

Una molécula de sodio reacciona con 2 moléculas de agua para producir 2 moléculas de hidróxido de sodio y 1 molécula de hidrogeno

Nota: puede expresar, Una molécula = una mol de moléculas = una mol-gramo de moléculas

CARACTERÍSTICAS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA: Los reactivos o productos de la Rx se expresan a través de

símbolos, si son elementos, o fórmulas si son compuestos, El subíndice (s) indica que la sustancia se encuentra en

estado sólido líquido (l) gaseoso (g) o sustancia en medio acuoso (aq) disuelto en agua. (25°C y 1 atm. de presión)

La flecha indica el sentido de la reacción (izq. a der.) Debe cumplir con la conservación de la masa y elementos,

es decir, el tipo y número elementos a ambos lados de la ecuación. Si cumple la ecuación está balanceada.

Los números que aparecen delante de las sustancias se denomina coeficientes, estos resultan como consecuencia del balanceo de la ecuación. (se modifican los coeficientes no los subíndices)

La ecuación química es estequiométrica, esto significa que cumple con las leyes de la conservación de la masa.

UNIDADES DE MEDICIÓN QUÍMICA

masa atómicamasa molecularmasa fórmulamasa molarvolumen molar

MASA ATÓMICA

Es la masa de un solo átomo, se mide en uma (unidad de masa atómica)

Ca 40 uma

Na 23 uma

17 umaCl

H 1 uma

Nota: estos valores se obtienen de la tabla periódica

MASA MOLECULAR

Es la masa de una sola molécula, se mide en uma (unidad de masa atómica)

H2O: tiene 2 Hidrógenos (1 uma) y 1 Oxígeno (16 uma)

Masa molecular = 2(1 uma) + 1(16 uma) = 18 umaCH4: tiene 4 Hidrógenos (1 uma) y 1 Carbono (12 uma)

Masa molecular = 4(1 uma) + 1(12 uma) = 16 umaNH3: tiene 3 Hidrógenos (1 uma) y 1 Nitrógeno (14 uma)

Masa molecular = 3(1 uma) + 1(14 uma) = 17 uma

MASA FÓRMULA

Es la masa de una sola unidad fórmula, se mide en uma (unidad de masa atómica)

Ca2+ O-2CaO: tiene 1 Calcio (40 uma) y 1 Oxígeno (16 uma)

Masa fórmula = 40 uma + 16 uma = 56 uma

Cl1- Mg2+ Cl1-MgCl2: tiene 1 magnesio (24 uma) y 2 cloro (35.5 uma)

Masa fórmula = 1(24 uma) + 2(35.5 uma)= 56 uma

MOL

Es la unidad química de cantidad de materia, 1 mol es igual a 6.023x1023 unidades (átomos, moléculas, unidades fórmulas, iones, etc).

Plomo mercurio agua sacarosa dicromato de potasio

Pb Hg H2O C12H22O11 K2Cr2O7

MASA MOLAR

Es la masa de 1 mol, se mide en gramos y es numericamente igual a la masa atómica, masa molecular y masa fórmula.

Sustancia Plomo mercurio agua sacarosa dicromato de potasio

Fórmula Pb Hg H2O C12H22O11 K2Cr2O7

Masa molar 207.2 200.6 18 342 294

(gramos)

VOLUMEN MOLAR

Es el volumen de 1 mol, a condiciones normales (1 atm de presión y 273 K de temperatura) 1mol de un gas es igual a 22.4 L

VOLUMEN MOLAR

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

Una solución está formada por la unión de un soluto y un solvente.

La relación entre la cantidad de soluto y la solución se expresa en unidades de concentración de soluciones

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Físicas Densidad % masa % volumen ppmQuímicas Molaridad Normalidad

DENSIDAD

Es la relación entre la masa de la soluciòn y el volumen de la solución

Masa = 588.8 g Volumen = 320 mL

Vm

d

mLgmLg

d /84.1320

8.588

% EN MASA

Es la relación entre la masa del soluto y la masa de la solución

10 g de NaCl

100 g de H2O

100% xsoluciónm

solutommasa

%09.910011010

% xmasa

% EN VOLUMEN

Es la relación entre el volumen de un soluto y el volumen de una solución.

Solvente = 700 mL

Soluto = 200 mL

Solución

100% xsoluciónV

solutoVVolumen

%2.22100900200

% xmLmL

Volumen

PPM: PARTES POR MILLÓN

Son los miligramos (mg) de una sustancia en 1 L de solución.

100 mg de K2CrO4

soluto

1 L de solución

solucióndeL

solutomgppm

ppmsolucióndeLmg

ppm 1001

100

MOLARIDAD

Es la relación entre el número de moles de soluto (masa/masa molar ) y el volumen de la solución en litros.

soluciónL

soluto

soluto

soluciónL

solutomoles

VMm

V

nM

M

MLsolución

molgg

M 77.01

/5.5845

NORMALIDAD

soluciónL

soluto

soluto

soluciónL

solutoesequivalent

VM

m

VN

#

NLsolución

molg

g

N 77.01

1/5.58

45

Ácidos:

cantidad de H liberados

H3PO4 H+ + H2PO4-1

= 1HCl H+ + Cl-

= 1 Bases:

cantidad de OH liberados

Ca(OH)2 Ca2++ 2OH-

= 2

Redox:cantidad de e- intercambiadosCr6+ Cr3+

= 38H+ +MnO4

- Mn2+ +4H2O = 5

Sales:cantidad carga del catión o anión

Na2SO4

= 2

RELACIÓN N Y M

soluciónL

soluto

soluto

soluciónL

solutomoles

VMm

V

nM

soluciónL

soluto

soluto

soluciónL

solutoesequivalent

VM

m

VN

#

MN

RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

Relaciones Simplesmol-molmasa-masavolumen-volumen

relaciones combinadasMol – masaMol – volumenMasa - volumen

MOL - MOL

En esta relación el dato se expresa en moles y la pregunta también.

Ejemplo:Ejemplo: determinar las moles de Hidrógeno formados a partir de 3 mol de Zn

222 HZnClHClZn

Problema: 3 mol Zn x mol H2Estequiométrico: 1 mol Zn 1 mol H2

22 3

11.3

molHmolZn

molHmolZnx

MOL - MOL

Ejemplo: Determinar las moles de Oxígeno (O2) formados por la descomposición de 5 moles de KCLO3.

23 322 OKClKClO

Problema: 5 mol KClO3 x mol O2

Estequiométrico: 2 mol KClO3 3 mol O2

23

23 5.72

3.5molO

molKClO

molOmolKCLOX

MASA - MASA

En esta relación el dato se expresa en gramos y la pregunta también.

Ejm: Determinar los gramos de CaO (masa molar = 56 g)obtenidos a partir de 200 g de CaCO3 (masa molar=100g)

23 COCaOCaCO

Problema: 200 g CaCO3 x g CaOEstequiométrico: 1(100 g CaCO3) 1(56 g CaO)

gCaOgCaCO

gCaOgCaCOX 112

100

56.200

3

3

MASA - MASA

Determinar la masa de H2O (masa molar 18 g) producida al neutralizar 160 g de NaOH (masa molar 40 g) con suficiente H2SO4.

OHSONaSOHNaOH 24242 22

Problema: 160 g NaOH x g H2OEstequiométrico: 2(40 g NaOH) 2(18 g H2O)

OgHgNaOH

OgHgNaOHX 2

2 7240.2

18.2.160

VOLUMEN - VOLUMEN

En esta relación el dato se expresa en unidades de volumen y la pregunta también.

Ejemplo: Determinar los litros de CO2 obtenido a partir de combustión de 20 Litros de CH4.

OHCOOCH 2224 22

Problema: 20 L CH4 x L CO2

Estequiométrico: 1 L CH4 1 L CO2

24

24 201

1.20LCO

LCH

LCOLCHX

VOL - VOL

Determinar el volumen de CO2 formado por la combustión de 15 L de gas propano (C3H8).

OHCOOHC 22283 435

Problema: 15 L C3H8 x L CO2

Estequiométrico: 1 L C3H8 3 L CO2

283

283 451

3.15LCO

HLC

LCOHLCX

RELACIONES COMBINADAS

Son relaciones donde se combinan las relaciones simples antes mencionadas.

Mol - MasaMol - VolumenMasa - Volumen

MOL - MASA

En esta relación el dato está expresado en mol y la pregunta en masa.

Ejemplo: determinar la masa de ácido fosfórico H3PO4 (masa molar = 98 g) formado a partir de 5 moles de decaóxido de tetrafósforo (P4O10).

432104 46 POHOHOP Problema: 5 mol P4O10 x g H3PO4

Estequiométrico: 1 mol P4O10 4(98 g) H3PO4

43104

43104 19601

)98(4.5POgH

OmolP

POHgOmolPX

MOL - MASA

Ejemplo: determinar la masa de agua H2O

(masa molar = 18 g) formado a partir de la combustión de 5 moles de propano (C3H8).

OHCOOHC 22283 435

Problema: 5 mol C3H8 x g H2OEstequiométrico: 1 mol C3H8 4(18g) H2O

OgHHmolC

OHgHmolCX 2

83

283 3601

)18(4.5

MOL - VOLUMEN

En esta relación el dato está expresado en mol y la pregunta en volumen a Condiciones normales (1mol = 22.4 L).Ejemplo: determinar el volumen de O2 (a condiciones normales) formado a partir de la descomposición de 5 moles de clorato de potasio (KClO3).

23 322 OKClKClO Problema: 5 mol KClO3 x L O2

Estequiométrico: 2 mol KClO3 3(22.4L) O2 2

3

23 3361

)4.22(3.5LO

molKClO

OLmolKClOX

2168L O2

MOL - VOLUMEN

Ejemplo: determinar el volumen de CO2 (a condiciones normales) formado a partir de la combustión de 3 moles de metano (CH4).

OHCOOCH 2224 22

Problema: 3 mol CH4 x L CO2

Estequiométrico: 1 mol CH4 1(22.4L) CO2

24

24 2.671

)4.22(1.3LCO

molCHCOLmolCH

X

MOL -VOLUMEN

En caso de no encontrarse en C.N. Se debe calcular primero las moles de la sustancia pedida y luego reemplazar este valor en la ecuación de los gases

TRnVP

Donde:P: Presión atm, Kpa, mmHgV: volumen Ln: número de molesR: constante Universal de los gases 0.082 atm.L/mol.KT: Temperatura K

MASA - VOLUMEN

En esta relación el dato está expresado en masa y la pregunta en volumen a Condiciones normales (1mol = 22.4 L).

23 COCaOCaCO

Problema: 250 g CaCO3 x L CO2

Estequiométrico: 1(100 g) CaCO3 1(22.4L) CO2

23

23 56)100(1

)4.22(1.250LCO

CaCOg

COLgCaCOX

Ejm: determinar el volumen de CO2 (a condiciones normales) formado a partir de la descomposición de 250 gramos de CaCO3

(masa molar = 100 g).

MASA - VOLUMEN

222 HZnClHClZn

Problema: 650 g Zn x L H2

Estequiométrico: 1(65 g) Zn 1(22.4L) H2

22 224

)65(1)4.22(1.650

LHZng

HLgZnX

Ejemplo: determinar el volumen de H2 (a condiciones normales) formado a partir de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g).

REACTIVO LIMITANTE Y EXCESO

En toda reacción siempre se agrega un reactivo en exceso y otro en menor proporción, la cantidad de producto que se forme dependerá del reactivo que está en menor proporción llamado reactivo limitante.

REACTIVO LIMITANTE

Para determinar el reactivo limitante se dividen los datos problema entre los datos estequiométricos, siendo el limitante el que presenta la menor proporción.

REACTIVO LIMITANTE

Ejemplo: determinar el volumen de H2 (a condiciones normales) formado a partir de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g) y 100 g de HCl (masa molar 36.5 g).

222 HZnClHClZn

Problema: 650 g Zn 100 g HCl x L H2

Estequiométrico: 1(65 g) Zn 2(36.5 g) HCl 1(22.4L) H2

10 1.4

Reactivo limitante 22 7.30

)5.36(2)4.22(1100

LHHClg

LHgHClxx

REACTIVO LIMITANTE

Ejemplo: determinar la masa de H2O (masa molar = 18 g) formado a partir de la reacción de 160 g de NaOH (masa molar = 40 g) y 2.5 mol de H2SO4.

OHSONaSOHNaOH 24242 22

Problema: 160g NaOH 2.5 mol H2SO4 x g H2OEstequiométrico: 2(40 g)NaOH 1 mol H2SO4

2(18g) H2O2 2.5

Reactivo limitante OgHNaOHg

OgHgNaOHxx 2

2 72)40(2

)18(2160

REACTIVO EN EXCESO

Ejemplo: determinar la masa que queda sin reaccionar, de la reacción de 160 g de NaOH

(masa molar = 40 g) y 2.5 mol de H2SO4.

OHSONaSOHNaOH 24242 22 Problema: 160g NaOH 2.5 mol H2SO4

Estequiométrico: 2(40 g)NaOH 1 mol H2SO4

2

Reactivo limitante

2.5

Rvo Exceso

4242 2

)40(2

1160SOmolH

NaOHg

SOmolHgNaOHxx

Moles sin reaccionar:2.5 – 2.0 = 0.5 mol0.5mol x 98 g/mol = 49 g

REACTIVO EXCESO

Ejemplo: determinar los gramos del reactivo que queda en exceso, de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g) y 100 g de HCl (masa molar 36.5 g).

222 HZnClHClZn

Problema: 650 g Zn 100 g HCl

Estequiométrico: 1(65 g) Zn 2(36.5 g) HCl

10 1.4

Reactivo limitantegZn

HClg

gZngHClxx 04.89

)5.36(2

)65(1100

gramos sin reaccionar: 650-89.04 = 560.96 g Zn

Rvo Exceso

PUREZA DE REACTANTES

liberación de SO2 a la atmósfera en una refinería

Al quemar 200 Kg de blenda ZnS (pureza 50 %, masa molar 97 g) determinar los gramos de SO2 (masa molar 64g) formados si la reacción se lleva a cabo con una eficiencia del 80 %

22 2232 SOZnOOZnS

PUREZA DE REACTANTES

22 2232 SOZnOOZnS

Problema: 200x103 g ZnS x (0.5) xg SO2

Estequiométrico: 2(97 g) ZnS 2(48 g) SO2

22

3

97.98)97(2

)48(2)5.0(10200SOKg

ZnSgSOggZnS

X

2

2

2

2.79

10097.98

%80

SOKgX

SOKg

SOKgx

Eficiencia

pureza

EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN

Las reacciones en forma real no se realizan en su totalidad, el resultado obtenido mediante los cálculos anteriormente realizados se conocen con el rendimiento teórico (Rteórico) y el resultado obtenido en forma real se conoce como rendimiento real (Rreal). La eficiencia de una reacción se mide con el porcentaje de rendimiento

100% teórico

real

RR

R

EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN

Al calentar 300 gramos de CaCO3 (masa molar 100 g) se obtiene sólo 112 g de CaO (masa molar 56 g)

23 COCaOCaCO

Problema: 300 g CaCO3 x g CaO

Estequiométrico: 1(100 g) CaCO3 1(56 g) CaO

gCaOCaCOg

CaOggCaCOX 168

)100(1

)56(1.300

3

3

%7.66100168112

% gCaOgCaO

REficiencia