1-Estequiometria.ppt

Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 1.Estequiometría
1. Estequiometría

Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 1.Estequiometría 2
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

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

Reacciones químicas y
ecuaciones químicas

Clasificación de la materia hasta el nivel atómico
Materia
¿puede separarse por un proceso físico?
Mezcla Sustancia
SÍ NO
¿puede descomponerse
por un proceso químico?
NO
SÍ
Elemento
Compuesto
¿es homogénea?
NO
SÍ
Mezcla
heterogénea
Disolución
Leche H2O (l)
C6H12O6 (s)
H2 (g)
O2 (g)
C (s)
Disolución
de glucosa
0,83 M
Sangre
(suspensiones)
[Lectura: Petrucci 1.4]

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, Au-.
• 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).

Reacciones químicas

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

Reacciones químicas y ecuaciones químicas
mezcla gaseosa de O2 y H2
H2O en estado líquido
chispa
2 2 2
H ( ) + O ( ) H O( )
g g l

1) Reactivos y productos:
2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g l

2) Conservación de los átomos:
Cada molécula de O2 reacciona con dos moléculas de H2
coeficientes estequiométricos

Ecuaciones químicas: estequiometría
2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g 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

2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g 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

2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g l

• ¿Con cuántos moles de H2 reaccionan 2,40 moles de O2? ¿Cuántos
moles de H2O producen?
2
2 2
2
2molH
2,40molO =4,80molH
1molO

2
2 2
2
2molH O
2,40molO =4,80molH O
1molO


2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g 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]
2 2 2
2 2
2 2 2
1molO 2molH 2,016g H
38,4gO =4,84g H
32,00gO 1molO 1molH
  
1,20 2,40
2 2 2
2 2
2 2 2
1molO 2molH O 18,02g H O
38,4gO =43,2g H O
32,00gO 1molO 1molH O
  
[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.3-4.5] [Prob. 1.3]

Ajustes de
ecuaciones químicas

Ajustes de ecuaciones químicas simples
4 2 2 2
CH + O CO + H 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: 4 2 2 2
1 CH + O 1 CO + H O

2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 4 2 2 2
1 CH + O CO + 2 H O

3. Como consecuencia de 1+2: 4 2 2 2
1 CH + O 1 CO + 2 H O

4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos el último
4 2 2 2
CH +2 O CO + 2 H O


3 4 3 4 2 2
H PO + CaO Ca (PO ) + H O

Ejemplo:
2 1
P:
3 1
Ca:
2 3
H:
P,Ca,H: 2 3
1
3
O: ya está
3 4 3 4 2 2
2H PO +3 CaO Ca (PO ) + 3 H O


6 12 6 2 2 2
C H O + O CO + H O

Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa
1 6
C:
1 6
H:
C,H: 1 6
6
O: 1 6
6
6
6 12 6 2 2 2
C H O +6 O 6 CO +6 H O

[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.1,4.2]

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.

Reactivo limitante

Reactivo limitante
2 2 2
2H ( ) + O ( ) 2H O( )
g g 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
2 2
2
2molH
2,40molO =4,80molH
1molO

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
2 2
2
1molO
4,00molH × =2,00molO
2molH
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”

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

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
6 12 6 2 2 2
C H O +6 O 6 CO +6 H O

2) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente
2
2
2 2
1molO 1molgluc 180,16ggluc
2,30gO =2,15gglucosa
32,00gO 6molO 1molgluc
  
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] [Prob. 1.5]

Rendimiento

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.
– depende de las cantidades de reactivos de que se parta
• 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
• Rendimiento porcentual, o rendimiento (de un producto):
– 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
rendimiento real
rendimiento (porcentual)= ×100%
rendimiento teórico

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
 
3 2 2 2
2
2 NH + CO CO NH + H 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
2
2
1molurea 60,06g urea
1molCO =60,06g urea
1molCO 1molurea
 
Rendimiento teórico (de urea): 60,06 g

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

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
rendimiento teórico = ×100%
rendimiento porcentual
1000 kg urea
= ×100% =1260 kg urea
79,4%
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)
3 3
3
3
2mol NH 17,03g NH
1molurea 1000 g 1kg
1260 kg urea =715kg NH
60,06g urea 1kg 1molurea 1mol NH 1000 g
    
2 2
2
2
1molCO 44,01gCO
1molurea 1000 g 1kg
1260 kg urea =923kgCO
60,06g urea 1kg 1molurea 1molCO 1000 g
    
[Recomendación: Petrucci ejemplos 4.14,4.15] [Prob. 1.6]

1-Estequiometria.ppt

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

Similar a 1-Estequiometria.ppt

Similar a 1-Estequiometria.ppt (20)

Último

Último (20)

1-Estequiometria.ppt