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La estequiometría permite determinar las sustancias que se obtienen a partir de ciertas cantidades de otras sustancias...

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  • 1. Materia: Química Programa Nacional de Formación en Sistema de la Calidad y Ambiente. Prof: Virginia Davis Estequiometría
  • 2.  Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes  Elemento: sustancia formada por átomos iguales Al hacer pasar una corriente eléctrica a través del agua, ésta se descompone en dos gases: hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su identidad (cambio químico) Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ... Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ... Oxígeno Hidrógeno PILA
  • 3. LE LS PONDERALES Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa tota l  El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción  Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa "En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultandes de la reacción."  LAVOISIER: Ley de conservación de la masa La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción. La ecuación química ha de estar ajustada , es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los producto s.
  • 4.  Ley de las proporciones definidas  Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción  En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa definida + + + "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación ponderal constante, independientemente del proceso seguido para su formación". 10,0 g Cu 10,0 g Cu 20,0 g Cu 5,06 g S 7,06 g S 15,06 g CuS 2,00 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS
  • 5. LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos 2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades 3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos , en particular sus masas son diferentes 4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos 5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas ) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton "Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre sí una relación de números sencillos".  Para explicar las leyes ponderales , J Dalton, en 1803 , hizo una serie de suposiciones que se conocen como la teoría atómica de Dalton
  • 6. EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS SEGÚN DALTON  Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se encuentran en los compuestos ( c )  Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija ( c ) ( b ) ( a ) Átomos del elemento 1 Mezcla de los elementos 1 y 2 Compuesto de los elementos 1 y 2 Atomos del elemento 2
  • 7. HIPÓTESIS DE AVOGADRO.  El italiano Amadeo Avogadro , consideró que las partículas de algunos elementos gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las llamó moléculas  En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la llamada “hipótesis de Avogadro”:  Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas 2 volúmenes de H 2 O gaseosa O H H 2 volúmenes de H 2 H H H H 1 volumen de O 2 + O O +
  • 8. MOLÉCULAS DIATÓMICAS Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente Cl 2 F 2 Br 2 I 2 N 2 O 2 H 2
  • 9. MASAS ATÓMICAS  Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono , a la que se asigna el valor de 12 u (unidades de masa atómica). Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u Al 2 (CO 3 ) 3 Al=27g/mol;C=12 g/mol;O=16 g/mol, luego MM =27x2+[(12x3)+(16x9)]=100 g/mol HCl : H=1 g/mol; Cl=35,5 g/mol; luego MM=1+35,5=36,5 g/mol H 2 SO 4 : H=1 g/mol; S=32 g/mol; O=16 g/mol, luego MM=(1x2) +32 +(16x4)=98 g/mol Se llama masa atómica a la masa en gramo de un mol (6,02 x10 23 átomos) de un elemento químico. Este valor se encuentra en la Tabla Periódica  La masa molar de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en unidades de masa atómica.Es la masa en gramo de un mol de molecula (6,02 x10 23 moléculas), su unidad es g/mol y su símbolo MM. Corresponde a la suma de la masa de sus átomos . y se detrmina a partir de laq masa atómica 
  • 10. CONCEPTO DE MOL M En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (N A ) Los átomos de Cu son más pesados que los de C Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 10 23 de sus partículas representativas   La masa de un mol será proporcional a la masa de sus partículas representativas  La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molar respectivamente. Si MM es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A : 1 mol de A = MM /gramos de A Nº de moles = 1 mol de carbono 1 mol de cobre 12 g N A átomos de C
  • 11. UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 10 23 moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto UN MOL DE ÁTOMOS: es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6,023 . 10 23 átomos de dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento
  • 12. RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL Molécula de ... un elemento un compuesto .  1 mol de átomos de Cu es 1 át-g de Cu. En 1 mol hay 6,02 . 10 23 átomos de Cu  En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay . . . 2 . 6,02 . 10 23 átomos de aluminio 3 . 6,02 . 10 23 átomos de azufre 12 . 6,02 . 10 23 átomos de oxígeno  En 1 mol de moléculas de Al 2 (SO 4 ) 3 hay 342,17 g de sustancia  2 átomos de aluminio 3 átomos de azufre 12 átomos de oxígeno Por ejemplo: Al 2 (SO 4 ) 3  diatómico: H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 monoatómico: las del resto de elementos (cada molécula tiene 2 átomos) (cada molécula tiene 1 átomo)
  • 13. LA ECUACIÓN QUÍMICA R E A C T I V O S P R O D U C T O S (s): si se trata de un sólido (g): si es un gas (l): si es un líquido (aq): para una sustancia disuelta en agua En una reacción química, las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda y separadas por una flecha de las fórmulas de los productos, que se escriben a la derecha  La ecuación química puede completarse indicando el estado físico de las sustancias participantes, añadiendo a su derecha, su símbolo correspondiente, entre los que destacamos: 
  • 14. Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas + Se usa para separar dos reactivos o dos productos  ó  Se usan para separar los reactivos de los productos = Símbolo alternativo a  ó    Se usa en lugar de  en reacciones reversibles ( s ) 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 precipitado ( l ) 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  Símbolo alternativo a (g). Se usa sólo para un producto gaseoso  Indica que en el transcurso de la reacción se desprende calor Pt   Una fórmula escrita encima o debajo de la flecha indica su uso como catalizador (sustancia que, aunque no se gasta, aumenta la velocidad de reacción) S í m b o l o S i g n i f i c a d o ( aq )
  • 15. AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA + + REACTIVOS PRODUCTOS 2 Na (s) + 2 H 2 O ( l )  2 NaOH (aq) + H 2 (g) Ejemplo : Na Na O H H O H H
    • 2 átomos de sodio
    • 2 átomos de oxígeno
    • 4 átomos de hidrógeno
    Na Na + + O H  O H  H H
    • 2 átomos de sodio
    • 2 átomos de oxígeno
    • 4 átomos de hidrógeno
    Para que una ecuación química sea cuantitativamente correcta, debe estar ajustada, es decir, cada lado de la ecuación debe tener el mismo número de átomos de cada elemento 
  • 16.  Debemos ajustar la reacción química antes de interpretar en qué proporción intervienen los reactivos y los productos Por ejemplo: 2 CO (g) + O 2 (g)  2 CO 2 (g) +  La ecuación 2 CO ( g ) + O 2 ( g )  2 CO 2 ( g ), significa que: C C O O O O C O O C O O Cuando el CO reacciona con el O 2 para formar CO 2 , siempre lo hace en esta relación de moléculas 2 : 1: 2 2 moléculas CO + 1 molécula O 2  2 moléculas CO 2 2 . 6,02 . 10 23 CO + 1 . 6,02 . 10 23 O 2  2 . 6,02 . 10 23 CO 2 2 moles CO + 1 mol O 2  2 moles CO 2 20 moléculas CO + 10 moléculas O 2  20 moléculas CO 2
  • 17.  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 O 2   2 moles CO 2 se traduce en: 2 . 28 g CO + 1 . 32 g O 2   2 . 44 g CO 2  Es decir, la proporción en masa es : 56 g CO + 32 g O 2  88 g CO 2 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
  • 18. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS : REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas , para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA N 2 + 3 H 2 2 NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos
  • 19. Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C 3 H 8 + O 2 CO 2 H 2 O 3 5 4 + Cu + 2 Ag + Cu 2+ + 2 Ag permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen ECUACIÓN QUÍMICA COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS
  • 20. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS . Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 2 H 2 + O 2 2 H 2 O
  • 21. Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 moléculas de CO 1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 20 moléculas de CO 10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 6,02 · 10 23 moléculas de O 2 2 · 6,02 · 10 23 moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) 2 CO + O 2 2 CO 2
  • 22. 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2,02 u; N 2 = 28,02 u; NH 3 = 17,04 u 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) N 2 + 3 H 2 2 NH 3
  • 23. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS . Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO 3 + KCl 3/2 O 2 1 mol de KCl 3/2 mol de O 2 1 mol de KClO 3 74,45 g de KCl 48 g de O 2 122,45 g de KClO 3 X g de O 2 1000 g de KClO 3 X = = 391,99 g de O 2 122,45 g de KClO 3 48 g O 2 1000 g de KClO 3 X g O 2 1000· 48 122,45 CÁLCULOS CON MASAS
  • 24. Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H 2 desprendida. Dato : masa atómica del Zn = 65,38 X = 21,1 g de Zn Y = 0,645 g de H 2 Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H 2 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn = 22,75 g X REACTIVOS CON IMPUREZAS
  • 25. REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente 2 moles de CO 2 moles de O 2 0 moles de O 2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de O 2 Después de la reacción
  • 26. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas