Estequiometría

04/03/2013
¿Cuál es el tamaño de un átomo?
MODELO SENCILLO DEL ATOMO
Volumen ocupado por electrones
cargados negativamente.
electrones (‐)
núcleo
Aproximadamente 10‐10 m
neutrones (0)
Protón
(carga positiva)
Neutrón
(sin carga)
protones (+)
Aproximadamente 10‐15 m
1Å =10‐10 m =10‐8 cm
Un átomo neutro tiene igual número de p(+) que de e (‐)
¿Cuál es la masa de un átomo?
Número de protones presentes en el núcleo de un átomo.
Define al elemento químico.
Unidad de masa atómica
Elemento: uma = 1,67 x 10‐24 g
Partícula
Masa (g)
Electrón 9.10939 10-28
Protón
Neutrón
Masa
(uma)
5.486 x 10-4
Carga
(Coulombs)
Carga
unitaria
-1.6022 10-19
-1
10-19
+1
0
0
1.67262
10-24
1.0073 +1.6022
1.67493
10-24
1.0087
El núcleo concentra el 99,97 % de la masa
Z = nº p(+)
Un átomo neutro tiene igual número de p(+) que de e (‐).
1
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Número de protones más neutrones presentes en el núcleo
de un átomo. Define la masa del elemento.
12
6
A = nº p(+) + nº n(0)
14
6
C
Número másico : A
A = Z + N
Número atómico: Z
12
6
C
C
Átomos de un mismo elemento con diferente número de neutrones en el núcleo.
1 protón
1 neutrón
Tienen igual Z pero diferente A
Núcleos de los isótopos del hidrógeno
Núcleos de los isótopos del hidrógeno
Protio
Deuterio
Tritio
1 protón
Isótopos del hidrógeno
1 protón
1 protón
1 neutrón
1 protón
2 neutrones
2
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ORDENAMIENTO PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Hidrógeno
1 protón
Helio
2 protones
Litio
3 protones
Ordenamiento de los elementos de acuerdo a su número atómico creciente
3
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Metales
No metales
METALES
NO METALES
Aspecto brillante
Sin brillo
Maleables y dúctiles
Duros y quebradizos
Buenos conductores
del calor y electricidad
Malos conductores
del calor y la electricidad
Forman óxidos iónicos
y básicos
Forman óxidos covalentes
y ácidos
Forman cationes
en agua
Forman oxoaniones
en agua
Semimetales
4
04/03/2013
Metales alcalinos
Metales alcalinotérreos
Halógenos
Gases nobles
5
04/03/2013
Los elementos se unen entre sí para formar MOLÉCULAS.
MOLÉCULA: Menor porción de sustancia que puede existir libre (conserva las propiedades de esa sustancia).
Sustancia simple: formada por moléculas que contienen átomos
un mismo elemento.
un mismo elemento
Compuesto: formado por moléculas que contienen átomos
de elementos distintos.
FÓRMULA MOLECULAR: Representación que indica los tipos
de átomos y número de cada uno en
una molécula.
FÓRMULA EMPÍRICA: Representación que indica el número relativo
de átomos en una molécula.
molécula
Algunos compuestos están formados por IONES.
CATIÓN: átomo con carga (+).
IÓN: átomo con carga.
ANIÓN: átomo con carga (‐).
Ejemplos: agua, peróxido de hidrógeno, eteno.
6
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Metales alcalinos
(+1)
Metales alcalinotérreos
(+2)
NÚMERO DE OXIDACIÓN: carga asignada a un átomo que forma parte de una molécula.
Halógenos
(‐1)
Reglas :
1. El número de oxidación de un elemento en una sustancia simple es CERO. Ej: Na, H2, O2, P4, etc.
2. El hidrógeno combinado con otros elementos generalmente tiene número de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que le corresponde el estado ‐1.
3. El oxígeno, cuando está combinado, por lo general tiene número de oxidación ‐2, excepto en los peróxidos, en los que le corresponde el estado ‐1.
7
04/03/2013
Reglas :
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
4. Los metales, cuando están combinados, siempre tienen número de oxidación positivos.
5. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a su carga.
6. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un compuesto es CERO.
7. La suma algebraica de los números de oxidación de un ión poliatómico es igual a la carga del ión.
Se utilizan prefijos numéricos griegos que indican el número de átomos de cada elemento presente en la molécula.
La parte más positiva se escribe primero, pero se nombra última
Prefijo
mono‐
di‐
tri‐
tetra‐
penta‐
hexa‐
hepta‐
octa‐
nona‐
deca‐
Nº de át.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
8
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Se indica el número de oxidación del elemento mediante una serie de prefijos y sufijos griegos:
Se utiliza el nombre genérico y al final, entre paréntesis se coloca el número de oxidación del elemento.
l
l ú
d
d ó d l l
Menor nº de oxidación: ‐OSO
Mayor nº de oxidación: ‐ICO
ó
HIPO‐ …… ‐OSO
‐OSO
‐ICO
PER‐ …… ‐ICO Se utiliza la nomenclatura de Stokes.
Compuesto Sistemática
Stock
Tradicional
Óxido de potasio u óxido de dipotasio
Óxido de potasio (I)
u óxido de potasio
Óxido potásico u óxido de potasio
Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro (III)
óxido férrico
FeO
monóxido de hierro
óxido de hierro (II)
óxido ferroso
óxido de estaño (IV)
K2O
SnO2
dióxido de estaño
Cl2O
óxido de dicloro o ó id d di l
óxido de cloro (I)
monóxido de dicloro
anhídrido híd id
hipocloroso
SO3
trióxido de azufre
anhídrido sulfúrico
Cl2O7
heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII)
óxido de azufre (VI)
Peróxido de….
óxido estánico
Hidruros metálicos: Hidruro de…
anhídrido perclórico
9
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Hidruros covalentes:
…‐URO de hidrógeno
NH3: amoníaco
PH3: fosfina
: fosfina
SiH4: silano
AsH3: arsina
BH3: borano
HF
HCll
HBr
HI
H 2S
Compuesto Sistemática
Stock
Tradicional
LiOH
hidróxido de de litio
hidróxido de litio (I) o hidróxido de litio
hidróxido lítico
Pb (OH)2
dihidróxido de plomo
hidróxido de plomo (II)
hidróxido plumboso
Al (OH)3
trihidróxido
de h ó
aluminio
hidróxido de h ó
aluminio
hidróxido alumínico
Ácido …..‐HÍDRICO
Aniones provenientes de ácidos
Nomenclatura tradicional:
Compuesto Sistemática
H2SO4
HClO4
H2SO2
ácido tetraoxosulfúrico (VI)
ácido tetraoxoclórico
o tretraoxoclórato de hidrógeno
ácido dioxosulfúrico o dioxosulfato de hidrógeno
Stock
Tradicional
sulfato (VI) de hidrógeno
ácido sulfúrico
clorato (VII) de hidrógeno
ácido perclórico
sulfato (II) de hidrógeno
ácido hiposulfuroso
‐OSO
‐ICO
‐HÍDRICO



‐ITO
‐ATO
‐URO
10
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Aniones provenientes de ácidos
Sales provenientes de hidrácidos:
Compuesto Sistemática
Tradicional
SO4=
SO3=
ClO4‐
sulfato
sulfito
perclorato
p
tetraoxosulfato (VI)
trioxosulfato (IV)
Tetraoxoclorato ((VII))
Sales provenientes de oxoácidos:
Compuesto Stock
Compuesto Sistemática
Stock
Tradicional
CaF2
difluoruro de calcio
fluoruro de calcio
fluoruro cálcico
FeCl3
tricloruro de hierro
tricloruro de hierro
cloruro de hierro (III)
cloruro de hierro (III) cloruro férrico
cloruro férrico
FeCl2
dicloruro de hierro
cloruro de hierro (II)
cloruro ferroso
CoS
monosulfuro de cobalto
sulfuro de cobalto (II)
sulfuro cobaltoso
Sales hidrogenadas:
Tradicional
Compuesto
Na3PO4
tetraoxofosfato (V) de sodio
fosfato de sodio u ortofosfato de sodio
Na2HPO4
Monohidrógeno
fosfato de sodio
CaSO4
tetraoxosulfato (VI) lf
(VI)
de calcio
sulfato de calcio
NaHSO4
Hidrógeno sulfato de Hid ó
lf
d sulfato ácido de lf
á id d
sodio
sodio
NaClO4
tetraoxoclorato (VII) perclorato de sodio
sodio
Mg(BrO)2
monoxobromato (I) de magnesio
fosfato monoácido de sodio
hipobromito de magnesio
11
solido
líquido
MATERIA
gas
SISTEMAS MATERIALES
SISTEMAS MATERIALES
Técnicas
físicas
CANTIDADES QUÍMICAS
Mezcla
heterogénea
Homogéneo
Mezcla
homogénea
(solución)
Sustancia
pura
Técnicas químicas
Elemento
Compuesto
1 fase
2 o más componentes
Fases
Mezcla
homogénea
(solución)
Mezcla
Componentes
1
059_MixesandComp.mov
2 o más fases
1 o más componentes
002_DEMOPAPER.mov
Mezcla
heterogénea
1 fase
2 fases
2
Peso atómico relativo (PAR)
Unidad de masa atómica
Masa atómica relativa (MAR)
uma = 1,67 x 10‐24 g
Número que indica cuántas veces más grande es la masa de un
átomo de un elemento respecto de cierta masa tomada como
referencia
Balanza
B l
imaginaria
i
i i
Masa atómica relativa (MAR)
Número que indica cuántas veces más grande es la masa de un
átomo de un elemento respecto de la uma.
Peso molecular relativo (PMR)
32 átomos de
hidrógeno
Masa molecular relativa (MMR)
Número que indica cuántas veces más grande es la masa de una
molécula de una sustancia respecto de la uma.
MAR = 32
Átomo – gramo (atg)
1 mol de át. = NA = 6,023 1023 at  át‐gramo
Masa de un elemento que, expresada en gramos, coincide
numéricamente con el peso atómico relativo del elemento.
600.0003000.0002000.0001000.000
Se tardaría aproximadamente 20.000.000.000 de años en contar NA partículas a razón de un millón por segundo.
Número de Avogadro (NA)
NA = 6,023 x 1023
Peso atómico relativo (PAR)
MOL
Átomo – gramo (atg)
Masa de un elemento que contiene el número de Avogadro de
átomos.
L h bit t d l ti
Los habitantes de la tierra son
6 000 000 000
6.000.000.000
Si se desparraman 6 x 1023 bolitas sobre la superficie de la tierra, se formaría una capa de casi 5 Km de espesor.
Aún no ha transcurrido 1 mol de segundos desde el big‐bang.
Edad del universo: 2x1010 años = 6x1017 segundos.
3
Molécula – gramo (Mg)
Masa correspondiente a 1 mol de moléculas del compuesto.
Masa del compuesto que contiene el número de Avogadro de
moléculas
La masa contenida en 1 mol de átomos o moléculas depende del
elemento o la sustancia en consideración
Peso atómico absoluto (PAA)
Masa atómica absoluta (MAA)
umas
Masa de 1 átomo
gramos
Peso molecular absoluto (PMA)
(
)
Masa molecular absoluta (MMR)
umas
Masa de 1 molécula
gramos
4
Ej: Masa atómica absoluta Mg 24 umas = 24 x 1,66 10‐24 g = 3.98 10‐23 g
Masa atómica absoluta C = 12 umas
Masa atómica absoluta H = 1 uma
Masa atómica absoluta O =16 umas
Masa atómica absoluta S = 32 umas
a) Punto de vista molecular
CO2
C
1 molécula
44 uma
7,3 x 10 –23 g
1 átomo
12 uma
2 x 10 –23 g
O
2 átomos
32 uma
5,3 x 10 –23 g
b) Punto de vista molar
CO2
1 mol de moléculas
C
1 mol de átomos
O
2 moles de átomos
44 g
1 molécula gramo
12 g
1 átomo gramo
32 g
2 átomo gramo
6,023 x 10 23 moléculas
6,023 x 10 23 átomos
2 x 6,023 x 10 23 átomos
22,4 l (C.N.)
-----------
----------
5
CANTIDADES QUÍMICAS
Mol: 6,023x1023 partículas (NA)
1 molécula
Microscópico
1 átomo
Microscópico
 n  PAR (i)
i
MAabs (PAabs)
PAR umas
PAR x 1,66x10‐24 g
6,023x1023
6,023x1023
Macroscópico
1 at‐g
PMR umas
MMabs (PMabs)
Macroscópico
MAR (PAR)
PAR g
1 moléc‐g
MMR (PAR)
PMR g
 n  PAR (i)
i
1 mol de átomos
1 mol de moléculas
gases: 22,4 L en CNTP
FÓRMULA MÍNIMA (o empírica) Y FÓRMULA MOLECULAR
Muestra para
laboratorio
Molécula individual
Fórmula mínima (Fmín): indica las proporciones en que se encuentran los elementos en la molécula
CH2O
NA de
A de moléculas (6,023x1023
moléculas)
1 molécula de H2O
18 umas
Fórmula molecular (Fmolec): indica cuántos átomos de cada elemento forman parte de la molécula
1 mol de H2O
18 g
Fmolec = n (Fmín)
1x(CH2O): 2x(CH2O): 3x(CH2O): 6x(CH2O):
CH2O (formaldehído)
C2H4O2 (ácido acético)
C3H6O3 (ácido láctico)
C6H12O6 (glucosa)
1
Composición porcentual en masa: masa de un elemento por cada 100 g del compuesto. % en masa de
=
un elemento
masa del elemento
masa de la muestra
Ejemplo
Determinar la fórmula molecular de la vitamina C sabiendo la
composición de una muestra (40.9% C, 4.58% H y 54.5% O) y la
masa molar (176.12 g mol-1).
x 100
Se puede conocer la fórmula molecular del compuesto sabiendo su composición porcentual y su MMR
1. Con la composición porcentual en masa calcular los g de cada
ECUACIONES QUÍMICAS
átomo en una muestra de 100g totales y dividir cada valor por el
peso atómico correspondiente.
2. Dividir todos los valores por menor de ellos
3. Si queda algún número con decimales, multiplicar todos por un
mismo coeficiente para que queden todos enteros y escribir la
Fórmula mínima
4. Dividir el peso molecular por el peso molar de la fórmula mínima.
Redondear a un número entero n.
Información cualitativa
N2(g) + H2(g)
NH3(g)
AgNO3(ac) + HCl(g)
AgCl(s) + HNO3(ac)
NaOH + H2SO4
Na2SO4 + H2O
5. Escribir la Fórmula molecular multiplicando cada subíndice de la
fórmula empírica por n
2
Principio de conservación de la masa (Lavoisier, 1784): En una reacción química la masa permanece constante. N2 + 3 H2
Información cuantitativa
2 NH3
Coeficientes estequiométricos
NaOH + HCl NaCl + H2O
2 NaOH + H2SO4
2 C2H6 + 7 O2
Na2SO4 + 2 H2O
N2 ++ 3H2
2NH3
Balanceo, ajuste o equilibrio de la ecuación química
Los coeficientes estequiométricos enteros indican la proporción en MOLES o en moléculas que existe entre las ó
lé l
l
sustancias intervinientes en la reacción.
Una ecuación química está balanceada si se conserva el Nº de átomos y/o el Nº de cargas en ambos lados de la ecuación. Para balancear una ecuación química NUNCA deben alterarse los subíndices de la fórmula química.
4 CO2 + 6 H2O
C2H6 + 7/2 O2
2 CO2 + 3 H2O
Los coeficientes estequiométricos fraccionarios indican la proporción en MOLES que existe entre las sustancias intervinientes en la reacción. Información cuali y cuantitativa de la ecuación química
Ejemplo:
2 C2H6(g) + 7 O2(g)
Macroscópica
4 CO2(g) + 6 H2O(l)
2 moles 7 moles
4 moles 6 moles 2x 30 g
7x 32 g
4x 44g 6x 18g
2x22,4 L 7x22,4 L 4x22,4 L
6,023x10
6
023 1023
2xN
2
NA
moléc.
7xN
7
NA
moléc.
Microscópica
2 moléc. 7 moléc. 2x 30 uma
7x 32 uma
4 NA
4xN
moléc.
6 NA
6xN
moléc.
4 moléc. 6 moléc.
4x 44 uma 6x 18 uma
El ácido fosfórico reacciona completamente con el hidróxido de calcio para dar fosfato de calcio y agua. Calcular:
(a) La masa en g de ácido fosfórico que reacciona con 0,5 moles de hidróxido de calcio.
(b) El número de moléculas de fosfato de calcio que se obtendrán en el caso anterior.
3
EXCESO Y DEFECTO
Reglas para realizar cálculos estequiométricos
1‐ Identificar reactivos y productos
2‐ Escribir la ecuación química
3‐ Balancear la ecuación química.
4 Calcular la cantidad de reactivos puros utilizando la pureza.
4‐
C l l l
tid d d
ti
tili d l
5‐ Identificar reactivo en defecto
6‐ Realizar el cálculo teniendo en cuenta el rendimiento de la reacción
Ejemplo:
Se mezclan 0,5 moles de carbonato de magnesio con 35 g de nitrato de sodio. Calcular:
(a) los moles de carbonato de magnesio que reaccionan
(b) la masa en g del reactivo en exceso que no reacciona
( ) los g del precipitado que se forma
(c)
l
d l
i i d
f
(d) el número de moléculas de nitrato de magnesio que se forma
Si se mezclan los reactivos en proporciones diferentes a las estequiométricas, la reacción se detiene cuando uno de los reactivos se ha consumido totalmente.
Reactivo limitante o reactivo en defecto: el que se consume totalmente en el transcurso de la reacción. Los cálculos se realizan en base a la cantidad del reactivo limitante.
Reactivo en exceso: aquel que no se consume totalmente en el transcurso de la reacción. La cantidad de este reactivo es mayor que la necesaria para que reaccione todo el reactivo limitante.
Reglas para realizar cálculos estequiométricos
1‐ Identificar reactivos y productos
2‐ Escribir la ecuación química
3‐ Balancear la ecuación química.
4 Calcular la cantidad de reactivos puros utilizando la pureza.
4‐
C l l l
tid d d
ti
tili d l
5‐ Identificar reactivo en defecto
6‐ Realizar el cálculo teniendo en cuenta el rendimiento de la reacción
4
PUREZA DE LOS REACTIVOS
Los reactivos utilizados en el laboratorio contienen otras sustancias llamadas impurezas.
Los reactivos se comercializan con dif
diferente grado de pureza, que en d d
general se expresa como % en masa:
•Analítico o para análisis
•Comercial
Ejemplo: El clorato de potasio se obtiene por la acción del cloro sobre hidróxido de potasio. En la reacción también se produce cloruro de potasio y agua. ¿Cuántos gramos de clorato de potasio se obtendrán por la reacción de 250 g de una muestra de hidróxido de potasio 85% de pureza con 5 x 1022 moléculas de hidróxido de potasio 85% de pureza con 5 x 10
moléculas de
cloro? En las reacciones químicas sólo intervienen los reactivos puros. Reglas para realizar cálculos estequiométricos
Ejemplo:
1‐ Identificar reactivos y productos
2‐ Escribir la ecuación química
3‐ Balancear la ecuación química.
4 Calcular la cantidad de reactivos puros utilizando la pureza.
4‐
C l l l
tid d d
ti
tili d l
5‐ Identificar reactivo en defecto
6‐ Realizar el cálculo teniendo en cuenta el rendimiento de la reacción
Encontrar la pureza de una muestra de sulfuro ferroso sabiendo que al tratar 1,22 g de la misma con cantidad suficiente de ácido clorhídrido diluido se obtienen 236 mL de sulfuro de hidrógeno medidos en CNTP.
hidrógeno medidos en CNTP.
5
RENDIMIENTO DE LA REACCIÓN
En general, en las reacciones químicas no se obtiene la cantidad de productos que se espera obtener según los cálculos estequiométricos. Algunos de los motivos pueden ser:
La reacción es reversible
reacción es reversible
•La
•Dificultad para aislar el producto
•Reacciones secundarias
Cantidad obtenida < cantidad teórica esperada
Ejemplo:
El dióxido de carbono se obtiene en el laboratorio haciendo reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico. Si se mezclan 150 g de un mineral que contiene un 75% de carbonato de calcio con 67,2 g del ácido, se obtienen 6,8 L de dióxido de carbono en CNTP ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
carbono en CNTP. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Rendimiento % =
cantidad obtenida
cantidad esperada
x 100
En masa:
Rendimiento % =
masa obtenida
masa esperada
x 100
En moles:
Rendimiento % =
moles obtenidos
moles esperados
x 100
Reglas para realizar cálculos estequiométricos
1‐ Identificar reactivos y productos
2‐ Escribir la ecuación química
3‐ Balancear la ecuación química.
4 Calcular la cantidad de reactivos puros utilizando la pureza.
4‐
C l l l
tid d d
ti
tili d l
5‐ Identificar reactivo en defecto
6‐ Realizar el cálculo teniendo en cuenta el rendimiento de la reacción
6
EQUIVALENTE QUÍMICO Y PESO EQUIVALENTE
Según sea la sustancia:
MMR
Ácidos: Peq (ácido) = Nº de moles de H+ transferidos
Peso equivalente: cantidad química que se define según las
características de la sustancia involucrada (ácido, base, sal,
oxidante, reductor, etc.) y la reacción química en la cual
participa esa sustancia.
Bases: Peq (base) = MMR
Nº de moles de HO‐ transferidos
MMR
Sales: Peq (sal) = Nº de moles de cargas (+) ó (‐)
Iones: Peq (ión) = Según sea la reacción química:
H2SO4 + NaOH
MAR (o MMR)
Nº de moles de cargas correspondientes al ión Equivalente químico: cantidad de una sustancia que contiene el peso equivalente de la misma.
NaHSO4 + H2O
Na2SO4 + H2O
1 moléc‐g (1 mol) MMR g
Na2HPO4
NaH2PO4
H3PO4
Na2HPO4
Na3PO4
1 Eq‐g Peq g
Na3PO4
Na3PO4
7
TODA REACCIÓN QUÍMICA OCURRE EQUIVALENTE A EQUIVALENTE
a moles de A + b moles de B
1 Eq de A + 1 Eq de B
c moles de C
1 Eq de C
8