¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química? Cuando al poner en contacto dos o...

¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?

Cuando al poner en contacto dos o más sustancias:

• Se forma un precipitado• Se desprenden gases• Cambia de color• Se desprende o absorbe energia (calor)• Se percibe un “olor”, etcétera

• Masas Atómicas

Escala del carbono 12.

Masas atómicas.

Número de Avogadro.

•El mol.

Conversiones mol-gramo

• Relaciones de masa de las fórmulas químicas.

Composición centesimal

Fórmula empírica. Fórmula molecular.• Relaciones de masa en las reacciones.

Ajuste de reacciones.

Relaciones de masa en las ecuaciones.

Escala de masa (o peso) atómica

1H pesa 1.6735 x 10-24 g y 16O 2.6560 x 10-23 g.

Se define la masa del isótopo 12C como equivalente a 12 unidades de

masa atómica (umas)

1 uma = 1.66054 x 10-24 g

1 g = 6.02214 x 1023 umas

De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos atómicos,

que suele aparecer en la Tabla Periódica.

Masas atómicas

Número de Avogadro

Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su

masa atómica contiene el mismo número de átomos NA,

independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce

como Número de Avogadro

NA = 6.022 x 1023

Masa atómica de H: 1.008 umas NA = 6.022 x 1023 át de H

Masa atómica de He: 4.003 umas NA = 6.022 x 1023 át de He

Masa atómica de S: 32.07 umas NA = 6.022 x 1023 át de S

Molécula

Número de Avogadro de moléculas

El molwww.cienciasilse.com.ar/ppesteq

6

UN MOL DE MOLÉCULAS : es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 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 . 1023 átomosde dicho elemento y que expresada

en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento

7

RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOLRELACIÓN 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 . 1023 átomos de Cu

En 1 mol de átomos de Cu hay 63,55 g de Cu

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay . . . 2 . 6,02 . 1023 átomos de aluminio3 . 6,02 . 1023 átomos de azufre12 . 6,02 . 1023 átomos de oxígeno

En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia

2 átomos de aluminio

3 átomos de azufre

12 átomos de oxígeno

Por ejemplo: Al2(SO4)3

diatómico: H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2

monoatómico: las del resto de elementos

(cada molécula tiene 2 átomos)

(cada molécula tiene 1 átomo)

ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA

DEFINICIONDEFINICION

• Estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de moléculas de los reactivos que intervienen en una reacción química y los productos obtenidos.

•

RELACIONES ESTEQUIOMETRICASRELACIONES ESTEQUIOMETRICAS

• Las transformaciones que ocurren en una reacción química se Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la rigen por la Ley de la conservación de la masa: Ley de la conservación de la masa: Los átomos Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química.no se crean ni se destruyen durante una reacción química.

Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.reordenación de los átomos.

2 * 2.02g + 32.00g = 2 * 18.02g2 * 2.02g + 32.00g = 2 * 18.02g 2H2H2 2 + O+ O22 2H 2H22O O

+

Ajuste o balance de reaccionesLas ecuaciones químicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa: debe haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos.

CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O3 2 31

-Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así:

1 mol de

CH3CH2OH

reaccionan con

3 moles de O2

para dar

2 moles de CO2

3 moles de H2O

y

RELACIÓN MOLAR

www.cienciasilse.com.ar/ppesteq

Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas)

La relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto determinado es constante.

mA mB

A B

mAB

AB

Proust: mA

mB

= constante

fisicanet.com.ar

FORMULAS EMPIRICAS Y FORMULAS EMPIRICAS Y MOLECULARESMOLECULARES

• La La formula empíricaformula empírica contiene la proporción de contiene la proporción de números enteros de átomos mas sencilla en un números enteros de átomos mas sencilla en un compuesto químico.compuesto químico.

• La La formula molecularformula molecular especifica el numero de especifica el numero de átomos de una molécula.átomos de una molécula.

• La empírica se obtiene de la composición porcentual La empírica se obtiene de la composición porcentual de un compuesto. La molecular necesita del de un compuesto. La molecular necesita del conocimiento adicional de laconocimiento adicional de la masa molecular de la masa molecular de la especie.especie.

Fórmula empírica

A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un

analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula

empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que

lo componen.

Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g

de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.

6.64 grs de K x 1 mol de K

39.1 grs de K= 0.170 mol de K

8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr

52.0 grs de Cr= 0.170 mol de Cr

9.52 grs de O x 1 mol de O

16.0 grs de O= 0.595 mol de O

a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

= 1 mol K /mol K

= 1 mol Cr /mol K

= 3.5 mol O /mol K

1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7

Fórmula molecular

La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula

molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene

correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular

es C6H6.C

C

CC

C

C

H

H

H

H

H

H

C6H6“CH”

fórmula empírica fórmula molecular

Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.

Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular.

n = 180 grs/mol glucosa

30 grs de CH2O

Fórmula molecular = (CH2O)nMasa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30,

= 6 (CH2O)6

C6H12O6


CALCULOS ESTEQUIOMETRICOSCALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

• Una ecuación química ajustada o balanceada indica Una ecuación química ajustada o balanceada indica las proporciones de combinación o estequiometria - las proporciones de combinación o estequiometria - en moles - de las sustancias reactivas y sus en moles - de las sustancias reactivas y sus productos. Así :productos. Así :

• 2NaI + Pb(NO2NaI + Pb(NO33) PbI) PbI22 + 2NaNO + 2NaNO33

• Indica que 2 moles de NaI se combina con 1 mol de Indica que 2 moles de NaI se combina con 1 mol de Pb(NOPb(NO33) para producir 1 mol de PbI) para producir 1 mol de PbI2 2 y 2 moles de y 2 moles de NaNO3NaNO3

Relaciones de masa de las ecuaciones

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

- Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o el número de moles de reactivos y productos. Así, 4 moles de Fe reaccionan con 3 moles de O2 para dar 2 moles de Fe2O3.

- Dichos coeficientes en una ecuación ajustada pueden emplearse como

factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo consumida.

- Ejemplo: ¿Cuantos moles de Fe2O3 se producirán a a partir de…

4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe?

2 1 4 0.5

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6 H2O + Al2(SO4)3

1. ¿Cuántos moles de H2SO4 se necesitan para producir 8.0 moles de Al2(SO4)3?


8 mol Al2(SO4)3 x 3 mol de H2SO4

1 mol Al2(SO4)3

= 24 mol de H2SO4

2. ¿Cuántos moles de H2O se obtendrán a partir de 156 g de Al(OH)3 ?

156 g Al(OH)3 x 1 mol Al(OH)3

78 g Al(OH)3

= 6 mol de H2O6 mol de H2O

2 mol Al(OH)3

x

3. ¿Cuántos grs de Al(OH)3 reaccionarán con 59 g de H2SO4?

59 g H2SO4 x 1 mol H2SO4

98 g H2SO4

= 31 g Al(OH)3

2 mol Al(OH)3

3 mol H2SO4

x

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6 H2O + Al2(SO4)3

78 g Al(OH)3

1 mol Al(OH)3

x



• 1 2 31 2 3

• Dividir entre Multiplicar Multiplicar porDividir entre Multiplicar Multiplicar por la masa molar por la relación la masa molarla masa molar por la relación la masa molar estequiometricaestequiometrica

Un calculo para relacionar el peso en g de los productos y los reactivos se lleva a Un calculo para relacionar el peso en g de los productos y los reactivos se lleva a cabo en tres pasos: cabo en tres pasos: 11 Transformar la masa conocida en g de una sustancia en su Transformar la masa conocida en g de una sustancia en su numero de moles; numero de moles; 22 Multiplicar por un factor que tenga en cuenta la Multiplicar por un factor que tenga en cuenta la estequiometria y estequiometria y 33. Convertir los datos de moles en las unidades métricas que . Convertir los datos de moles en las unidades métricas que pide la respuesta. pide la respuesta.

Masa Moles Moles Masa

Conversiones mol-gramo

Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay

que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia:

n = m

M

¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H2SO4)?

Ya sabemos que el peso molecular es de 98 grs/mol, por lo que

24,5 grs de H2SO4 x 1 mol de H2SO4

98 grs de H2SO4

= 0.25 mol de H2SO4

Composición centesimal

Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los

elementos presentes en un compuesto.

% elemento = masa del elemento

masa total del compuesto x 100

Ejemplo: H2SO4

Masa molecular = 98 grs

H : 2 mol x 1. grs/mol = 2 grs

O = 4 mol x 16 grs/mol = 64 grs

S = 1 mol x 32 grs/mol = 32 grs

% H = 2

98 x 100 = 2.04 % de H

% O = 64

98 x 100 = 65.3 % de O

% S = 32

98 x 100 = 32.65 % de S

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

REACTIVOS (transformación)

formación de nuevos enlaces

reagrupamientoruptura de

enlaces

N2 + 3H2 2NH3

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

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

Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en

los dos miembros

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen

ECUACIÓN QUÍMICA

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOSFÓRMULAS

indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se

han formado

señalan la proporción en que las sustancias han

participado

C3H8+ O2 CO2

H2O35 4+

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

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.

+

2 moléculas de hidrógeno

1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua

2H2 + O2 2H2O

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y

productos

abalorios.us/carmen/disolucionesyestequiometria

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA

(relación en moles)

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 O2 2 moléculas de CO2

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

2CO + O2 2CO2

20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO

6,02 · 1023 moléculas de O2

2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2

2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2

1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA

(relación en masas)

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

N2 + 3H2 2NH3

Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u

28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMENCÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN

Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones, el mismo volumen. La ecuación para calcularlo es:

P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)P V = n R T (ecuación de los gases perfectos)

En condiciones normales P = 1 atmósfera, T = 273 K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros

CO +CO O2CO2 CO2

2 x 22,4 l CO 22,4 l CO2 2 x 22,4 l CO2


+

Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros

Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y

productos

2H2+ O2 2H2O

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación

en volúmenes)

1 mol de O2 2 moles de H2O2 moles de H2

22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O2 · 22,4 litros de H2


CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .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?

KClO3 +KCl 3/2 O2

1 mol de KCl 3/2 mol de O21 mol de KClO3

74,45 g de KCl 48 g de O2122,45 g de KClO3

X g de O21000 g de KClO3

122,45 g de KClO3

48 g O2

= X = = 587,45 g de O2

1000 g de KClO3

X g O2

1000 · 72

122,45

CÁLCULOS CON MASAS

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

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 H2 desprendida. Dato: masa

atómica del Zn = 65,38

X = 21,1 g de Zn100 g de muestra

(100 – 7,25) g de Zn=

22,75 g

X

REACTIVOS CON IMPUREZAS

Y = 0,645 g de H2

65,38 g de Zn

2 g de H2

=21,1 g de Zn

Y

Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2

REACTIVO LIMITANTEREACTIVO 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 O2 0 moles de O2

Antes de la reacción

0 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de O2

Después de la reacción


CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.

Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas

reactivo limitantese consume

completamente

reactivo en excesoqueda parte sin

reaccionar

El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte

sin reaccionarEjemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS

¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente?

Fe + S FeS

1 mol de S 1 mol de FeS1 mol de Fe32 g de S 88 g de FeS56 g de FeX g de S7 g de Fe

7 (g de Fe)

56 (g/mol)=

X (g de S)

32 (g/mol)

32 · 7

56X = = 4 g de S

reactivo limitante:

reactivo en exceso:

Fe

S

Reactivo limitante

Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no

en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos.

Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica,

entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante,

pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro

(u otros) reactivo en exceso.

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)


Rendimiento Teórico

La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto

en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Es una cantidad

que se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación

química y de las cantidades de reactivos empleadas.

¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs de hidróxido de aluminio?

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6 H2O + Al2(SO4)3

39 g Al(OH)3 x 1 mol Al(OH)3

78 g Al(OH)3

= 85.5 g Al2(SO4)3

1 mol Al2(SO4)3

2 mol Al(OH)3

x342 g Al2(SO4)3

1 mol Al2(SO4)3

x


Rendimiento Teórico y Reactivo Limitante

¿Qué sucede si existe un reactivo limitante?

2Sb(g) + 3I2(s) 2SbI3(s)

Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I2, ¿cuál será el rendimiento teórico?

1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo:

1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI3

2 mol de Sb= 1.2 mol de SbI3

2.4 mol de I2 x 2 mol de SbI3

3 mol de I2

= 1.6 mol de SbI3

REACTIVO LIMITANTE

2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante:

1.2 mol de Sb x 2 mol de SbI3

2 mol de Sb

1005 gr SbI3

1 mol de SbI3

x = 1206 g SbI3

Rendimiento experimental. Rendimiento porcentual

El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas

ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se

completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto

es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la

calculada teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el

cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el

rendimiento teórico.

Rendimiento porcentual = Rendimiento experimental

Rendimiento Teóricox 100

Problema

Cuando la metil amina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción:

CH3NH2(ac) + H+(ac) CH3NH3

+(ac)

Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H+, se producen 2.6 g de

CH3NH3+. Calcular los rendimientos teóricos y porcentual.

a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. teórico:

3 g CH3NH2 x 1 mol CH3NH2

31 g CH3NH2

= 3.1 g CH3NH3+

1 mol CH3NH3+

1 mol CH3NH2

x32 g CH3NH3

+

1 mol CH3NH3+

x

0.1 mol H+ x 1 mol CH3NH3

+

1 mol H+

= 3.2 g CH3NH3+x

32 g CH3NH3+

1 mol CH3NH3+


b) Se calcula el rendimiento porcentual:

Rend. Porcentual = Rend. experimental

Rend. Teóricox 100 =

2.6

3.1

x 100 = 83.9 %

CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.

En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos

Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)

2AgNO3 + Na2S Ag2SLa reacción ajustada es: + 2NaNO3

0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S

1 (mol Na2S)

2 (mol AgNO3)= x = 0,02 moles de AgNO3

1 (mol Na2S)

x

La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es:

=0,1 (mol)

1 (L)

0,02 (mol)

yy = 0,2 L = 200 cm3

En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay:

Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.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.

rendimiento =masa obtenida

masa teóricax 100hay que calcular el RENDIMIENTO

de las reacciones químicas

El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria

química


• ResumenResumen• 1 Escribir la ecuación balanceada1 Escribir la ecuación balanceada• 2 Convertir la cantidad conocida del reactivo a 2 Convertir la cantidad conocida del reactivo a

numero de moles.numero de moles.• 3 Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada 3 Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada

para calcular el numero de moles del producto para calcular el numero de moles del producto formado.formado.

• 4 Convertir las moles del producto en gramos de 4 Convertir las moles del producto en gramos de productoproducto

EJERCICIOEJERCICIO

• Cual es la masa de AgNOCual es la masa de AgNO33(169.9g/mol) (169.9g/mol) necesaria para convertir 2.33 g de necesaria para convertir 2.33 g de NaNa22COCO33(106g/mol) en Ag(106g/mol) en Ag22COCO33. Que cantidad de . Que cantidad de AgAg22COCO33 (275.7 g/mol) se forma? (275.7 g/mol) se forma?

• NaNa22COCO33+ + 2 AgNO2 AgNO3 3 AgAg22COCO33+ + 2NaNO2NaNO33

EjercicioEjercicio

• 1. Moles de Na1. Moles de Na22COCO33

• 2. La ecuación ajustada o balanceada dice que 2. La ecuación ajustada o balanceada dice que 2 mol de AgNO2 mol de AgNO33 / 1 mol de Na / 1 mol de Na22COCO33

• 3. 3. Masa deMasa de AgNOAgNO33

Balanceo de ecuaciones químicas.Métodos:

• Por inspección (tanteo)• Algebraico • Oxido-reducción• Ion-electrón (químico)

BALANCE DE ECUACIONESBALANCE DE ECUACIONES• METODO DE TANTEOMETODO DE TANTEO• Pasos que son necesarios para balancear una Pasos que son necesarios para balancear una

reacciónreacción• 1)1) Se determina cuales son los reactivos y los Se determina cuales son los reactivos y los

productos.productos.• 2)2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las Se escribe una ecuación no ajustada usando las

fórmulas de los reactivos y de los productos.fórmulas de los reactivos y de los productos.• 3)3) Se ajusta la reacción determinando los Se ajusta la reacción determinando los

coeficientes que nos dan números iguales de cada coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.generalmente números enteros.

BALANCEO DE ECUACIONESBALANCEO DE ECUACIONES

Ejemplo 1:Ejemplo 1:

HCL + Ca CaClHCL + Ca CaCl22 + H + H22

1H 2H Sin balancear 1H 2H Sin balancear 1 Cl 2Cl Sin balancear1 Cl 2Cl Sin balancear 1Ca 1 Ca Balanceado1Ca 1 Ca Balanceado 2HCL + Ca CaCl2HCL + Ca CaCl22 + H + H2 2 (BALANCEADA) (BALANCEADA) 2H 2H Balanceada2H 2H Balanceada 2Cl 2Cl Balanceado2Cl 2Cl Balanceado 1Ca 1Ca Balanceado 1Ca 1Ca Balanceado

BALANCEO DE ECUACIONESBALANCEO DE ECUACIONES• Ejemplo 2:Ejemplo 2: CC22HH66 + O + O22 CO CO22 + H + H22OO 2C 1C2C 1C 6H 2H6H 2H 2O 3O2O 3OAl balancear ( Primero la molécula mayor):Al balancear ( Primero la molécula mayor): CC22HH66 + O + O22 2CO 2CO22 + 3H + 3H22OO 2C 2C Balanceado2C 2C Balanceado 6H 6H Balanceado6H 6H Balanceado 2O 7O Sin Balancear2O 7O Sin BalancearEntonces quedaEntonces queda

CC22HH66 + 3.5O + 3.5O22 2CO 2CO22 + 3H + 3H22O O

Como no existen 0.5 molécula de OComo no existen 0.5 molécula de O22 entonces se multiplica a cada lado por 2 y queda entonces se multiplica a cada lado por 2 y queda

así:así:

2C2C22HH66 + 7O + 7O22 4CO 4CO22 + 6H + 6H22OO


• METODO REDOXMETODO REDOX

• 1) Escribir los números de oxidación que tiene cada elemento que participa en la 1) Escribir los números de oxidación que tiene cada elemento que participa en la reacción tanto en los reactivos como en los productos.(En una formula siempre reacción tanto en los reactivos como en los productos.(En una formula siempre existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos)existen en la misma cantidad los números de oxidación positivos y negativos)

• 2) Verificar los cambios en el numero de oxidación de los elementos desde los 2) Verificar los cambios en el numero de oxidación de los elementos desde los productos hasta los reactivos. productos hasta los reactivos.

• 3)Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se 3)Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se oxido se pone al que se reduce y viceversa oxido se pone al que se reduce y viceversa

• 4)Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro 4)Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la de la ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por el método de tanteoecuación por el método de tanteo


• EJEMPLO: EJEMPLO:

• KClO3 KCl + O2KClO3 KCl + O2• +1: K +5: Cl -2: O +1: K -1: Cl 0: O+1: K +5: Cl -2: O +1: K -1: Cl 0: O

• 2KClO3 2KCl + 6O22KClO3 2KCl + 6O2


Paso 1Paso 1:: Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este Escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el número de oxidación. tema para asignar el número de oxidación.

SnSn00+H+H+1+1+N+N+5+5OO-2-233 Sn Sn+4+4OO-2-2

2 2 + N+ N+4+4OO-2-2+ H+ H+1+12O2O2-2-

Paso 2:Paso 2: Determinar cuales elementos han sufrido Determinar cuales elementos han sufrido variación en el número de oxidación: variación en el número de oxidación:

El SnEl Sn00 paso a Sn paso a Sn+4 +4 y el Ny el N+5+5 paso a N paso a N+4+4

Paso 3:Paso 3: Determinar el elemento que se oxida y el que Determinar el elemento que se oxida y el que se reduce: se reduce:

a)a) SnSn00 + 4e + 4e SnSn+4+4 se se OxidaOxidab)b) NN+5 +5 + 1e N+ 1e N+4 +4 Se ReduceSe Reduce

Paso 4:Paso 4: Igualar el número de electrones ganados y Igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación SnSn00 + 4e + 4e SnSn+4+4 por 1 y la ecuación: Npor 1 y la ecuación: N+5 +5 + 1e + 1e NN+4 +4 por 4, lo que dará como resultado: por 4, lo que dará como resultado:

SnSn00 + 4e + 4e SnSn+4+4

NN+5 +5 + 1e N+ 1e N+4+4

Paso 5:Paso 5: Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el Sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el numero de electrones perdidos y ganados que debe numero de electrones perdidos y ganados que debe ser igual: ser igual:

SnSn00 + 4N + 4N+5+5 Sn Sn+4 +4 + 4N+ 4N+4+4

Paso 6:Paso 6: Llevar los coeficientes de cada especie Llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original:química a la ecuación original:En algunos casos la ecuación queda balanceada pero En algunos casos la ecuación queda balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por tanteo para ello es necesario multiplicar el agua por dos: por dos:

Sn + 4HNOSn + 4HNO33 SnO SnO22+ 4NO+ 4NO22+ H+ H22OO

Sn + 4HNOSn + 4HNO33 SnO SnO22+ 4NO+ 4NO22+ 2H+ 2H22OO

Rendimiento de una reacciónRendimiento de una reacción

• Es la cantidad de producto que se suele Es la cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química. Esto obtener de una reacción química. Esto depende de varios factores, como la pureza depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, etc... puedan tener lugar, etc...

• Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitantereactivo limitante

Reactivos limitantesReactivos limitantes

• El reactivo que se consume primero en una El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limite.reacción se denomina reactivo limite.

• Cuando este reactivo se consume, no se Cuando este reactivo se consume, no se puede formar mas productopuede formar mas producto

En el análisis volumétrico se mide el volumen de una disolución de concentración exactamente conocida que se necesita para reaccionar, de forma completa, con el analito (sustancia a analizar). Los métodos volumétricos tienen la misma exactitud que los gravimétricos, pero tienen la ventaja de ser más rápidos y cómodos. Además, la misma naturaleza de estos métodos permite trabajar con muestras más pequeñas o con disoluciones más diluidas.

Se entiende por disolución estándar de reactivo a la disolución de reactivo de

concentración conocida que se utilizara para realizar un análisis volumétrico. Por

valoración entendemos el proceso por el cual se añade lentamente una disolución

estándar de reactivo, desde una bureta, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre los dos sea completa. El volumen gastado para llevar a cabo la valoración se determina por diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta.

Punto de equivalencia y punto final:El punto de equivalencia es el punto de la valoración en el que la cantidad añadida de reactivo estándar (reactivo valorante) equivale exactamente a la de analito enla muestra.El punto final es el punto de una valoración en el que se produce un cambio físico asociado a la condición de equivalencia química. Normalmente este punto final se detecta añadiendo un indicador a la disolución de analito, con el fin de obtener un cambio físico observable (punto final). En la región del punto de equivalencia ocurren grandes cambios de la concentración relativa de analito y valorante, estos cambios de la concentración hacen que el indicador cambie de aspecto. Cambios típicos de indicador son un cambio de color, aparición o desaparición de un color y la aparición o desaparición de turbidez.

VOLUMETRÍA:Método de análisis que consiste en la medida precisa del volumen de un reactivo en disolución de concentración perfectamente conocida preciso para reaccionar estequio-métricamente con el analito contenido en la muestra.

Nomenclatura*Agente valorante: Sustancia en disolución de concentración conocida (estándar).*Punto Final (P.F.) : momento en el que se visualiza o detecta elpunto de equivalencia (p.e.) de la reacción volumétrica.*Indicador : sustancia o técnica que visualiza o detecta elpunto de equivalencia.*Error volumétrico : p.F # p.e.

Fundamento:1. La reacción volumétrica ha de ser completa y estequio-

métrica.2. El volumen de la disolución de analito (sustancia a valorar)

debe de ser fácilmente manejable (˜0.1mL)3. El valorante se adiciona progresivamente de forma que

su consumo se monitoriza fácilmente.( V´c Nc=VcNx)!No es posible valorar cantidades pequeñas, trazas de analito¡

Técnicas volumétricas

El agente valorante se dispone en una buretaEl analito se dispone junto con el indicador en el matrazvolumétrico ( Erlenmeyer).

Volumetría directa: se usa el procedimiento convencionalVolumetría inversa (por retroceso): se añade excesoconocido de valorante y se valora el exceso por retroceso.

INSTRUMENTACIÓN

• Material volumétrico:• Pipetas• Bureta• Matraces• Agitadores

bureta

soporte bureta

agitador magnético

matraz Erlenmeyer

Instrumentación volumétrica

maestraisa-qanalitica.blogspot.com/2008/11/es...

http://maestraisa-qanalitica.blogspot.com/2008/11/estudio-de-los-mtodos-volumtricos.html

Material de Vidrio

• Clase A: Indica que el material es de la mas alta calidad

• Clase B:

MATERIAL DISEÑADOPARA DESCARGAR

(Líquidos)

MATERIAL DISEÑADOPARA CONTENER

pipetagraduada

pipetaaforada

bureta

matrazErlenmeyer

vaso deprecipitados

matrazaforado

probetagraduada

GRADUADO AFORADO

Material Volumétrico

probeta

matrazErlenmeyer

vaso deprecipitados

pipeta graduada

MATERIAL VOLUMETRICO GRADUADO

www2.uah.es/.../Instrucciones_Generales.htm

http://www2.uah.es/gloria_quintanilla/ACTIVOS/Instrucciones_Generales.htm

MATERIAL VOLUMETRICO AFORADO

matraz aforado

buretapipeta aforada

pipeta automática

www2.uah.es/.../Instrucciones_Generales.htm

http://www2.uah.es/gloria_quintanilla/ACTIVOS/Instrucciones_Generales.htm

Definiciones importantes

•Punto de equivalencia: punto en el que la cantidad de agente valorante y de sustancia valorada, coinciden estequiométricamente

•Punto final: punto experimental en el que se detecta el punto de equivalencia.

•Indicador: sustancia o técnica que permite visualizar o detectar el punto final

Si ambos puntos no coinciden tiene lugar el “error volumétrico”

Características de la reacción volumétrica

R + X RX

Selectiva

Estequiométrica

Rápida

Cuantitativa ( se completa en un 99.9%)

Punto final detectable

¡Estos requisitos son comunes a cualquier método químico!

Clasificación de las volumetrías

1. Volumetrías ácido-base (protolíticas)2. Volumetrías de precipitación3. Volumetrías REDOX4. Volumetrías de complejación (complexometrías, quelatometrías)

Requisitos de la reacción volumétrica:1. Constantes elevadas2. Cinéticas favorables3. Indicadores adecuados

¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES!

Características comunes de las volumetrías

1 Es preciso disponer de estándares del agente valorante.

2 Es preciso disponer de un sistema indicador del punto final (químico o instrumental).

3 Se hace necesario conocer la curva de valoración: “representación gráfica de la variación de concentración de la sustancia valorada (analito) con las cantidades crecientes (volumen) de agente valorante” c = f(v) o % (valoración) = f(v) Debe presentar saltos nítidos en las proximidades del P.E.

INDICADORES

*Son sustancias químicas que ponen de manifiesto mediante algún tipo de cambio visible (color) el punto final de la valoración en las proximidades del P.E. (INDICADORES QUÍMICOS).

*Técnicas instrumentales que permiten seguir el cambio de un reactivo en el transcurso de la valoración (ESPECTROFOTOMETRÍA, POTEN- CIOMETRÍA, AMPEROMETRÍA. etc)

FUNDAMENTO:

*Reaccionan con el agente valorante, produciendo el cambio sensible.

* Algún reactivo posee una propiedad característica ( eléctrica: E, óptica- espectroscópica: Absorbancia) que experimenta un cambio brusco en el ( entorno del P.E).

Analito + valorante P.E.

Indicador(I) + valorante Producto de IColor A color B

(1)

(2)

(1) : reacción completa(2) : reacción incompleta

incoloro

Estándares o patrones

¡El agente valorante siempre ha de ser de concentración conocida y constante!Esto requiere el uso necesario de estándares o patrones

Estándares primarios:

Son sustancias de elevadapureza cuyas disoluciones deconcentración conocida y Cte..se consigue por pesada decantidad conocida llevada avolumen fijo.

¡Con estos patrones se preparan las disoluciones de valorante o se utilizan para estandarizar el agente valorante que se precisa utilizar!

Estándares o patrones

Propiedades ideales de un estándar primario

•Son materiales de elevadísima pureza•Son estables al aire y en disolución•No son higroscópicos•Relativamente baratos•Pesos moleculares elevados•Solubles en el medio de la valoración•Reaccionan rápida, selectiva y estequiométrica- mente con el analito o agente valorante

¡Pocas sustancias reúnen todos esos requisitos!

Estándares secundarios

Cuando no se encuentra un material de referenciade suficiente pureza para valorar el analito, es precisoutilizar como agente valorante un segundo material dereferencia. (estándar secundario)

Este segundo material, cuya disolución no presentauna concentración fija y constante, precisa de unavaloración con un patrón primario (estandarización)

Conclusión:En todo método volumétrico es posibleencontrar el agente valorante más adecuadode uno u otro tipo.

Introducción a los métodos volumétricos de análisis 71

DISOLUCIÓN PATRÓN PRIMARIO

DISOLUCIÓN PATRÓN SECUNDARIO

Tomar una masa exactamente conocida del soluto (sólido patrón primario) y disolverlo en un volumen determinado conocido con exactitud (en un matraz aforado)

Pesar una masa aproximada del soluto, disolverlo en un volumen también aproximado y determinar la concentración de la disolución resultante por valoración utilizando un patrón primario.

Preparación de disoluciones

Introducción a los métodos volumétricos de análisis 72

Cálculos volumétricos

Son siempre sencillos y requieren:

•El buen uso y manejo de concentraciones análiticas•El conocimiento de la estequiometría de la reacción volumétrica en la que se sustenta el método.*Establecer adecuados balances de masas

Formas habituales de expresar la concentración

•Molaridad gr/L ppm (mg/L)•Normalidad gr/mL ppb (µg/L)

Con uno u otro tipo de concentraciones los cálculosprecisos, son simples y al final persiguen determinarla cantidad de analito en función del volumen de valoranteconsumido en la reacción volumétrica.

Procedimiento general

Datos necesarios:* peso o volumen de muestra disuelta* concentración del valorante* volumen consumido hasta el P.F.

Pasos necesarios:*pesar una cantidad de muestra (si es sólida) y disolver en volumen conocido*valorar una alícuota de la disolución (Va) del analito con el patrón de referencia más adecuado.

Características analíticas de los métodos volumétricos

Selectividad: está vinculada a las características de la reacción volumétrica y al tipo de indicador.Sensibilidad: son métodos que se usan para componentes sólo

“mayoritarios” (10-2M).Exactitud: está vinculada a las medidas de peso y volumen

y al buen uso de cálculos ( son bastante exactos).Precisión: es buena ( 2%)

*Estos métodos se requieren con frecuencia en la estandarización de patrones y el calibrado de instrumentos analíticos.*Algunos de ellos ( método de Kjeldhal..etc) forman parte del arsenal analítico de métodos propuestos por el protocolo internacional de normas de análisis químico.

¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química? Cuando al poner en contacto dos o...

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