PRACTICA NO 7 REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
REACCION QUIMICA
Una reacción química o cambio químico o fenómeno químico es todo proce proceso so termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactivos reactivos), ), por efecto de un factor energético, energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden pueden ser ser elementos elementos o compuestos compuestos.. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro hierro.. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. químicas . Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las las que se da la reacción reacción química química.. No obstan obstante, te, tras un estudio estudio cuidado cuidadoso so se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Fenómeno químico
Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes 'cambian' al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos de las sustancias intervinientes. En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia materia,, manifiesta energía energía,, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría. La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes fueron parte del papel original, y han sido alteradas químicamente. Tipos de reacciones
Los tipos de reacciones comunes a la química orgánica e inorgánica son: Ácido-base (neutralización),, combustión (neutralización) combustión,, solubilización solubilización,, reacciones redox y precip precipitación itación.. Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos clasificarlas de acuerdo al tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble:
Nombre Nombre
Descripción Descripción Representa Representación ción Ejemplo Ejemplo Elementos o compuestos sencillos que se unen para A+B → AB formar un compuesto más complejo. Donde A y B representan 2Na(s) + Reacción de síntesis cualquier sustancia química. Cl2(g) → 2NaCl(s) Un ejemplo de este tipo de La siguiente es la forma reacción es la síntesis del general que presentan este cloruro de sodio: tipo de reacciones: AB → A+B
Reacción de descomposición
Reacción de desplazamiento o simple sustitución
Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.
2H2O(l) → Donde A y B representan 2H (g) + cualquier sustancia química. 2 O2(g) Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua: A + BC → AC + B
Donde A, B y C representan Fe + CuSO4 cualquier sustancia química. → FeSO4 + Cu Un elemento reemplaza a Un ejemplo de este tipo de otro en un compuesto. reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO 4): AB + CD → AD + BC
Donde A, B, C y D Los iones en un compuesto NaOH + Reacción de doble representan cualquier cambian lugares con los HCl → desplazamiento o sustancia química. iones de otro compuesto NaCl NaCl + H2O doble sustitución para formar dos sustan sustancias cias Veamos un ejemplo de este diferentes. tipo de reacción:
Reacciones de la química orgánica
Respecto a las reacciones de la química orgánica, nos referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, etc. que encuentran su clasificación y reactividad en el grupo funcional que contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos a los dobles y triples enlaces y a los grupos hidroxilo, carbonilo y nitro. Rendimiento de una reacción
La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, es posible que no todos los productos reaccionen, la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible. El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:
Cuando uno de los reactivos esté en exceso, el rendimiento deberá calcularse respecto al reactivo limitante. Y el rendimiento depende del calor que expone la reacción.
ECUACIONES QUIMICAS
Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se obtienen (llamadas productos). También indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción. Significado de las ecuaciones químicas:
a) Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio b) Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos. En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio, reaccionan con una molécula (o moles) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del
producto, tomando como base los pesos atómicos de los reaccionantes, características de las Ecuaciones Químicas: Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos. Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s), (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido, sólido o en solución acuosa respectivamente. El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.
Importancia de la ecuación química
La ecuación química ayuda a visualizar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso. Además se puede ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad y gran rapidez. Interpretación de una ecuación química
Un caso general de ecuación química sería:
Donde: •
•
A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas o átomos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho). a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.
La interpretación física de los coeficientes estequiométricos, si estos son números enteros y positivos, puede ser en átomos o moles: Así, se diría de la ecuación de geometría estequiometrica se subdivide en la siguiente: 1. Cuando "a" átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" átomos (o moléculas) de B producen "c" átomos (o moléculas) de C, y "d" átomos (o moléculas) de D. 2. Cuando "a" moles de átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" moles de átomos (o moléculas) de B producen "c" moles de átomos (o moléculas) de C, y "d" moles de átomos (o moléculas) de D. Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:
El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" significa "irreversible" o "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes estequiométricos.
La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua. Las fórmulas químicas a la izquierda de "→" representan las sustancias de partida, denominadas reactivos o reactantes; a la derecha de "→" están las fórmulas químicas de las sustancias producidas, denominadas productos. Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, Es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce, es en las reacciones nucleares. Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (S), líquido (l), acuoso (Ac) O gaseoso (g). En el ejemplo del agua:
REDUCCION, OXIDACION NUMERO DEOXIDACION Y AGENTES
Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la cual existe una transferencia de pares de electrones entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos. Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: •
•
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.1
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico
capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Principio de electroneutralidad
El principio de electroneutralidad de Pauling, corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos, Este supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir -1, 0, +1). Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales. 2e- + Cu2+ → Cu0 Semirreacción de Reducción Fe0 → Fe2+ + 2e- Semirreacción de Oxidación o más comúnmente, también llamada ecuación general: Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox. Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor. Oxidación del hierro. La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.2 Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor . La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.
Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico: Br − + O3 → BrO3− El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones corresponden • •
2I− → I2 + 2 e− Cl2 + 2 e− → 2 Cl−
Ejemplo El hierro puede presentar dos formas oxidadas: • •
Óxido de hierro (II): FeO. Óxido de hierro (III): Fe2O3
Reducción
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características: • • • •
Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor . Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II): Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo: • •
CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3 –CHO + H2 → CH3 –CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
Número de oxidación
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. El número de oxidación: •
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Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Reglas para asignar el número de oxidación •
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El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH 3, LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na 2O2, H2O2). El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
Ajuste de ecuaciones
Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semirreacciones para la oxidación y reducción. Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden: • •
en medio ácido iones hidrógeno (H +), moléculas de agua (H2O), y electrones en medio básico hidroxilos (OH −), moléculas de agua (H 2O), y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.
Medio ácido En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio. Ecuación sin balancear:
Oxidación : Reducción : Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente. Oxidación: Reducción: Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante. Oxidación: Reducción: Al final tendremos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
Medio básico
En medio básico se agregan iones hidróxilo ( aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfato de Sodio. Ecuación sin balancear:
Separamos las semirreacciones en Oxidación: Reducción: Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos). Oxidación: Reducción: Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior. Oxidación: Reducción: Obtenemos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
PRACTICA NO 8 ESTEQUIOMETRIA Y REACTIVO LIMITE
En química, la estequiometria (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometria es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la
determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometria. El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), en 1792. Escribió: La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.
Principio científico En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se modifican para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes: 1.- la conservación del número de átomos de cada elemento químico 2.- la conservación de la carga total Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción. Ajustar o balancear una reacción Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia que se consume o se transforma).
Por ejemplo: En la reacción de combustión de metano (CH 4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO 2) y agua (H2O). La reacción sin ajustar (sólo representando los elementos que interactúan) será:
Esta reacción no es correcta, porque no cumple la ley de conservación de la materia. Para el elemento hidrógeno (H), por ejemplo, hay 4 átomos en los reactivos (CH 4) y sólo 2 en los productos (H2O). Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado. De esta manera, si se pone un 2 delante del H 2O:
Se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H), pero no para el oxígeno (O), situación que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O 2 en los reactivos:
Y se obtiene así, finalmente, la reacción ajustada. Ésta dice que 1 molécula de metano (CH 4) reacciona con 2 moléculas de oxígeno molecular (O2) para dar 1 molécula de dióxido de carbono (CO 2) y 2 moléculas de agua (H2O). Si verificamos el número de átomos veremos que en ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y 4 átomos de oxígeno (O). La materia (la cantidad de átomos) se ha conservado una vez terminada la reacción química. Coeficiente estequiométrico Ya que arriba lo mencionamos, agreguemos algo más sobre el coeficiente estequiométrico. Es el coeficiente (un número) que le corresponde a cada especie química (elemento) en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. En esencia lo que indica este coeficiente es el número de moléculas de cada sustancia. Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.
Este método del tanteo para fijar el coeficiente estequiométrico sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial. Si aparecen fracciones, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo (mcm) de los denominadores En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón. Se recomienda ir balanceando siguiendo el orden: metales, no metales, hidrógenos, oxígenos. Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice: • • •
La mezcla es estequiométrica; Los reactivos están en proporciones estequiométricas; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;
Las tres expresiones tienen el mismo significado. En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes. Ejemplo •
¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de carbono produciendo dióxido de carbono?
Masa atómica del oxígeno = 15,9994. Masa atómica del carbono = 12,0107. La reacción es:
Para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno. 1 mol de carbono 12,0107 gramos de carbono 100 gramos de carbono
Despejando x:
2 mol de oxígeno 2 • 15,994 gramos de oxígeno x gramos de oxígeno
Realizadas las operaciones: x = 266,41 gramos de oxígeno
Para entender la estequiometria hay que tener claridad conceptual de los siguientes términos: Elementos -----> Átomos Compuestos -----> Moléculas Reacciones Químicas (cambios químicos)
------> Símbolos ------> Fórmulas -------> Ecuaciones Químicas
Símbolo es la representación gráfica de un elemento. El símbolo de un elemento representa no solamente su nombre, sino también un átomo o un número prefijado (“mol”) de átomos de ese elemento. Fórmula es la representación gráfica de un compuesto. La fórmula de una sustancia indica su composición química. Ecuación Química es la representación gráfica de un cambio químico. Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones, y se forman otras sustancias. Peso Atómico: Se puede definir como la masa en gramos de un mol de átomos. En términos más específicos, el peso atómico es el peso total de las masas de los isótopos naturales del elemento.
REACTIVO LIMITE
El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determina, o limita, la cantidad de producto formado. Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada. Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en
primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total de producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso. La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción. El concepto de reactivo limitante permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo. Método 1 Este método se basa en la comparación de la proporción de cantidades de reactivo con la relación estequiométrica. Así, dada la ecuación general:
Siendo X e Y reactivos, Z productos y a, b y c, sus respectivos coeficientes estequiométricos. Si
< Entonces X es el reactivo limitante. Si
> Entonces Y es el reactivo limitante.
Ejemplo La ecuación balanceada para la oxidación del monóxido de carbono a dióxido de carbono es la siguiente:
Si se tienen 4 moles de monóxido de carbono y 3 moles de oxígeno, ¿cuál es el reactivo limitante? Aplicando el procedimiento anterior tenemos que
< , por lo tanto CO es el reactivo limitante. En efecto, cuatro moles de CO sólo necesitan dos moles de O 2 para reaccionar, por lo que un mol de O 2 quedará como exceso una vez finalizada la reacción.
Este procedimiento puede hacerse extensivo a reacciones químicas con más de dos reactivos aplicando la fórmula:
Para todos los reactivos. El reactivo con el cociente más bajo es el reactivo limitante. Método 2 Este método consiste en el cálculo de la cantidad esperada de producto en función de cada reactivo. Se permite que reaccionen 3g de dióxido de silicio y 4,5g de carbono a altas temperaturas, para dar lugar a la formación de carburo de silicio según la ecuación:
Para encontrar el reactivo limitante debemos comparar la cantidad de producto que se obtiene con la cantidad dada de reactivo por separado. El reactivo que produzca la menor cantidad de producto es el reactivo limitante.
El reactivo limitante es, en este caso, el dióxido de silicio.
PRACTICA NO 8 ESTEQUIOMETRIA EN GASES Y SOLUCIONES ESTEQUIOMETRIA EN SOLUCIONES
Para caracterizar una solución debe indicarse la cantidad de soluto que existe en una cantidad determinada de solución o solvente, de esta forma se indica la concentración de una sustancia en una solución considerada. Para expresar la concentración pueden emplearse unidades físicas, como gramos para referirse a la masa (peso), y cm3 y o litros si se habla de volumen, o unidades químicas o moles o equivalentes gramos. Expresadas en unidades físicas. Los siguientes métodos emplean unidades físicas:
•
Porcentaje en masa (peso). Para encontrar el porcentaje en masa se considera que la masa total de la solución (masa del soluto + masa del solvente) representa el 100% por lo que el porcentaje del soluto se obtiene de la siguiente manera: % masa = masa del soluto/masa de la solución (100)
•
Porcentaje en volumen. Este procedimiento se emplea cuando el soluto y el solvente son líquidos. Si se considera que el volumen total de la solución representa el 100%, el porcentaje del soluto se obtiene con: % volumen = volumen del soluto/volumen de la solución (100)
•
Partes por millón (ppm). Este procedimiento se emplea para soluciones acuosas muy diluidas, y expresa el número en mg de soluto que existe en 1 kg de solución. Se considera que 1 kg de solución tiene un volumen de 1 l aproximadamente (1 kg = 1 000 g = 1 000 000mg) Ppm = mg de soluto/ litros de solución
Ejemplo: ¿Cuál es la concentración en ppm si 1.5 mg de iones Na+ se encuentran disueltos en una solución cuyo volumen es de 2.5 l?? Se plantea: 1.5 mg ---------- 2.5 l x g ---------- 1 l x = 1.5 mg x 1 l / 2.5 l x = 0.6 ppm Expresadas en unidades químicas. Estos son métodos químicos para expresar la concentración, esto es, relación solutodisolvente. •
Molaridad (M). Se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. La relación se expresa: M = moles de soluto/volumen de solución (l)
Una solución 1 M (uno molar) será aquella que contenga una mol del soluto en un litro de solución. Ejemplo: Se disuelven 80 g de hidróxido de sodio (NaOH) en agua y se obtiene 2 l de solución. ¿Cuál es la molaridad de esta solución? En primer lugar se obtiene el número de moles que representan 80 g de NaOH Na: 23 x 1 = 23 O: 16 x 1 = 16 H: 1 x 1 Total = 40 40 g ---------- 1 mol 80 g ---------- x moles x = 80 g x 1 mol / 40 g x = 2 moles
M (NaOH) = 2 moles / 2 l = 1 mol / l = 1 M Resultado La solución es 1 M •
Molalidad (m). Se define como el número de moles del soluto que se disuelve en 1 kg (1 000 g) de disolvente. Una solución 1 molal (1 m) es aquella que contiene un mol de soluto en 1 kg de solvente. M = moles de soluto / masa del disolvente (Kg)
•
Normalidad (N). Se define como el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. N = equivalentes gramo del soluto/volumen de la solución (l)
Una solución 1N será aquella que contenga un equivalente gramo (eq-g) en 1 litro de solución. Pero ¿qué es un eq-g? En el caso de los ácidos el eq-g es igual a la mol dividida entre el número de iones hidrógeno (H+) proporcionados por la molécula. En el caso de las bases el equivalente gramo es igual a la mol dividida entre el número de iones bidroxilo (OH-) proporcionados por la molécula. Ejemplos: HCl: mol = 36.5 g eq.g = 36.5 / 1 = 36.5 H2SO4: mol = 98 g eq-g = 98/2 = 49 g Para encontrar el eq-g de una sal se divide la mol entre la valencia total, positiva o negativa. Ejemplos: Na2SO4: mol = 142 g total de valencias positivas (Na1+) = 2 total de valencias negativas (SO42-) = 2 eq-g = 142/2 = 71 g Al2(SO4)3 mol = 342 g total de valencias positivas (2Al3+) = 6 total de valencias negativas (3SO42-) = 6 eq-g = 342/6 = 57 g Ejemplos de problemas de normalidad: ¿Cuál es la normalidad (N) de una solución que contiene 2 g de ácido nítrico (HNO3) por litro de solución? Mol de HNO3: H: 1 x 1 = 1 N: 14 x 1 = 14 O: 16 x 3 = 48 Total = 63 g eq-g = 63/1 = 63 g Entonces:
1 eq-g ---------- 63 g x eq-g ---------- 8 g x = 1 eq-g x 8 g / 63 g x = 0.126 eq-g Luego: N = 0.126 eq-g / 1 l = 0.126 eq-g / 1 l Resultado. La solución es de 0.126 N •
Fracción Molar. Otra forma de expresar la concentración de las soluciones. Consiste en comparar las moles de soluto respecto al total de moles de la solución.
Ejemplo: ¿Cuál es la fracción molar de etano en una solución formada por 2 moles de este alcohol en 8 moles de agua? Total de moles = (2 + 8) = 10 moles de etano = 2 fracción molar de etano = 2/10 = 0.2 Ejemplo: Se disuelven 20 g de NaCl en 100 g H2O calcula la fracción molar, tanto del soluto como del disolvente: Mol NaCl: Na: 23 x 1 = 23 Cl: 35.5 x 1 = 35.5 Total = 58.5 g Moles de NaCl = 20 g / 58.5 g = 0.34 Mol H2O: H: 1 x 2 = 2 O: 16 x 1 = 16 Total: 18 g Moles de H2O = 100 g / 18 g = 5.5
ESTEQUIOMETRIA EN GASES
La estequiometria de gases se aplica en aquéllos casos en, los que interviene un gas o varios en la reacción, se dispondrá de datos voluminosos para determinar el volumen de algún componente. Hay tres tipos de problemas de Estequiometria de gases: Moles-Volumen (o Volumen-Moles) Peso-Volumen (o volumen-peso) Volúmen-Volúmen
Estequiometria. Moles-Volumen. Si nos dan los moles de cada componente y se desea hallar el volumen de cada uno en la muestra, nos deben de informar de temperatura y presión a la que tiene lugar el proceso. Convertimos moles iníciales en moles finales usando los coeficientes de la reacción química ajustada Convertimos moles finales a volumen final usando la ecuación de la Ley de Gases Ideales. Aquí ponemos un ejemplo para su mejor comprensión: Dado el Proceso de Síntesis de Haber: N2 (g) + 3H2 (g) -----> 2NH3 (g) ¿Cuantos litros de NH3 pueden obtenerse a 27 ºC y a una presión de 760 torr, si se consumen 20 moles de N2? Convertimos moles dados a moles finales: Según la reacción ajustada: 1 mol N2 = 2 moles NH3 20 moles N2 * 2 moles NH3 / 1 mol N2 = 40 moles NH3 obtenidos Convertimos moles finales a litros finales: Usando la ecuación de la Ley de Gases Ideales PV = nRT y R=0.0821 litro-atm / mol-ºK, nos aseguraremos de convertir las temperaturas siempre a ºK y la presión a atm. P = 760 torr * 1 atm / 760 torr = 1 atm T = 27 + 273 = 300 K
Resolviendo la ecuación para V = nRT / P = (40 moles NH3) (0.0821 litro-atm / mol-ºK) (300 K) / 1 atm = 985.2 litros NH3 Otro ejemplo: ¿Cuantos litros de O2 deberán obtenerse a 37 ºC y 1520 torr si 2 moles de KClO3 se descomponen de acuerdo con la siguiente reacción ajustada.: 2KClO3 ------> 2KCl + 3O2(g)
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA
Preinforme Práctica de laboratorio No. 7,8 y 9
201102 – LABORATORIO QUIMICA GENERAL
CAMILO PEÑA Cod.1032382279
GRUPO 7
BOGOTA D.C. Mayo del 2012
