QB - estequiometría

Química Básica I

Objeto de Estudio 1

EstequiometrÍa

M.C Gabriela Muñiz Chávez Facultad de Ciencias Químicas, UACH

Esta presentación contiene elementos interactivos, no olvides checarlos en busca de indicaciones.

ÍNDICE

Actividades Previas

Actividades de aprendizaje

Evidencias de desempeño

Referencias

Fin

Mensaje de la Maestra

Actividades Previas

Individualmente, resolver los siguientes cuestionamientos

¿Qué es estequiometria?Explica la ley de conservación de la materia¿Qué es densidad?¿Qué es una reacción química? Escribe un ejemplo¿Qué es mol y qué es molaridad?¿Qué es un isótopo?

Actividades Previas

Actividades de Aprendizaje

Ejemplos y actividades sobre los contenidos de los siguientes tópicos

Actividades de Aprendizaje

Masa atómica promedio

Cálculo de masas y moles

Composición porcentual, formula química, empírica y molecular

Reactivo limitante y rendimiento de reacción

Ecuaciones químicas y Balanceo

Masa Atómica Promedio

Cuando buscamos la masa atómica del carbono en una tabla periódica, podemos encontrar que su valor no es de 12,00 uma, sino de 12,01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de origen natural (incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.

Chang, R.

Ejemplo

Primero: el porcentaje de abundancia debe pasarsa a decimales para lo cual divido entre 100. 75,53/100 = 0,7553 24,4/100 = 0,244

Segundo: hay que multiplicar la abundancia por las unidades de masa atómica (uma). 34,68 x 0,7553 = 26,1938 36,956 x 0,244 = 9,0173 Tercero: se hace la sumatoria de masas atómicas resultantes. MAP = 35,2111 uma

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Actividades de aprendizaje

Cálculo de masas

Podemos calcular la masa de las moléculas si conocemos las masas atómicas de los átomos que las forman. La masa molecular (algunas veces denominada peso molecular) es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular del H2O es: 2(masa atómica del H) + masa atómica del O o bien 2(1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma

Chang, R.

Cálculo de moles

En el SI*, el mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (o 0,012 kg) del isótopo de carbono-12. El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se denomina número de Avogadro (N ), en honor del científico italiano Amedeo Avogadro. El valor comúnmente aceptado es:

*Sistema Internacional de unidades

Chang, R.

Ejemplos

Primero: recordando que la masa molar de un átomo de calcio es 40 g y que este valor es exactamente 1 mol, podemos decir que 1 átomo Ca ____________________ = 1 x 1 = 1/6,022x10 = 1,6606x10 x 40 = 6,6423x10 /1 = 6,6423x10 g

40 g Ca 1 mol Ca

-23

-24

23

1 mol Ca 6,022x10 átomos Ca

l l l

-23

23

Ejemplos

1 mol 16 g O

l l

Primero: recordando que la masa molar de un átomo de oxígeno es 16 g y que este valor es exactamente 1 mol, podemos decir que 100 g de Oxígeno _____ = 100 x 1 = 100/16 = 6,25 moles O

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Actividades de aprendizaje

Composición Porcentual

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%. De manera matemática, la composición porcentual de un elemento en un compuesto se expresa como: donde n es el número de moles del elemento contenidos en 1 mol del compuesto.

Chang, R.

Ejemplo

Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H O ) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares de H O , H y O son 34,02 g, 1,008 g y 16,00 g, respectivamente. Por tanto, la composición porcentual de H O se calcula como sigue:

2 2

2 2

2 2

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Fórmulas Químicas

Primero tenemos que explorar los componentes que acompañan a un símbolo químico, ya sea elemento o compuesto: masa atómica valencia número atómico número de átomos Por ejemplo para el oxígeno diatómico: 16 -2 8 2

Fórmula Empírica

Si conocemos la composición porcentual en masa de un compuesto podemos determinar su fórmula empírica. Debido a que se tienen porcentajes y la suma de todos ellos constituye 100%, convienesuponer que se empieza con 100 g del compuesto, como base.

Chang, R.

Ejemplo

El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está formado por 40,92% de carbono (C), 4,58% de hidrógeno (H) y 54,50% de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica. Primero: Si tenemos 100 g de ácido ascórbico, entonces cada porcentaje se puede convertirdirectamente a gramos. Por tanto, en esta muestra habrá 40,92 g de C, 4,58 g de H y 54,50 g de O.

Chang, R.

Ejemplo

3,407 4,54 3,406

La masa molar de cada elemento es el factor de conversión que se necesita. n representa el número de moles de cada elemento, por tanto: De este modo llegamos a la fórmula C H O , que indica la identidad y la relación de moles de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros.

Ejemplo

Por lo que intentamos convertirlos en números enteros dividiéndolos todos entre el más pequeño (3,406): Después, es necesario convertir 1,33, el subíndice de H, en un entero. Loanterior se puede realizar mediante un procedimiento de prueba y error: Debido a que 1,33 x 3 da un entero (4), debemos multiplicar todos los subíndices por 3 y obtenemos la fórmula empírica del ácido ascórbico:

Fórmula Molecular

La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, debemos conocer la masa molar aproximada del compuesto además de su fórmula empírica. Se sabe que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica.

Chang, R.

Ejemplo

Primero: determinar número de moles 6,444 g de B _____ = 6,444 x 1/ 10,81 = 0,596 moles B

l l

1 mol B 10,81 g B

1 mol H 1,008 g H

l l

1,803 g de H _____ = 1,803 x 1/ 1,008 = 1,789 moles H

Ejemplo

0,596 moles 0,596 moles

1,789 moles 0,596 moles

Fórmula empírica

Segundo: dividir entre el valor más pequeño para obtener la fórmula empírica en enteros _____ = 1 _______ = 3 B H

Ejemplo

masa molar real masa empírica

27,8 13,834

2 6

Fórmula molecular

Tercero: determinar la masa molar empírica y compararla con la masa molar experimental B = 10,81 H = 1,008x3 = 3,024 masa molar empírica = 13,834 g Comparación: _________ = _____ = 2 x BH = B H

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Actividades de aprendizaje

Ecuaciones Químicas

Una vez que se ha estudiado las masas de los átomos y de las moléculas, analizaremos lo que les sucede en una reacción química, un proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas. Por su parte, una ecuación química utiliza símbolos químicospara mostrar qué sucede durante una reacción química.

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Chang, R.

Balanceo de ecuaciones

Balancear una ecuación química es igualar el numero y clase de átomos, iones o moléculas reactante con los productos, con la finalidad de cumplir con la ley de la conservación de la masa.

Puedes consultar algunos videos

Tipos de Balanceo

Balanceo Algebraico

Balanceo por tanteo

Balanceo Redox

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Actividades de aprendizaje

Reactivo limitante

Debido a que la meta de una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un exceso de uno de los reactivos para asegurar que el reactivo se convierta por completo en elproducto. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al fnal de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo.

Chang, R.

Reactivo limitante

Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidadde reactivo limitante.

Chang, R.

Ejemplo

Primero: una bicicleta requiere de 2 ruedas, 1 marco y 1 manubrio. El fabricante tiene Puede hacer 5350 ruedas 2675 bicicletas 3023 marcos 3023 bicicletas 3000 manubrios 3000 bicicletas Entonces sólo podrá fabricar 2675 bicicletas, las ruedas son el limitante y los marcos y manubrios serán el exceso.

Ejemplo 2

Primero: hay que verificar que la ecuación está balanceada 1 Fe 1 5 C 5 5 O 5 2 P 2 6 F 6 2 H 2

Ejemplo 2

Segundo: se analizan los datos que se tienen 5 moles 8 moles 6 moles X Tercero: la pregunta es ¿cuántos moles de CO se producen? Si bien no preguntan cuál es el reactivo limitante, es necesario determinarlo ya que sólo así podremos saber en realidad cuánto se produce (lo que produzcan los reactivos en exceso no es el producto real).

Ejemplo 2

l l

Cuarto: analizar cuánto se produce de CO a partir de cada uno de los reactivos haciendo relación estequimétrica. 5 moles Fe(CO) _________ = 5 x 3/1 = 15 moles CO

3 moles CO 1 mol Fe(CO)

Relación estequiométrica: en la reacción balanceada, por cada mol de Fe(CO) hay 3 moles de CO.

Ejemplo 2

8 moles PF _______ = 8 x 3/2 = 12 moles CO

3 moles CO 2 moles PF

l l

6 moles H _______ = 6 x 3/1 = 18 moles CO

3 moles CO 1 mol H

l l

Después de analizar cada resultado, se observa que el que produce menor cantidad de moles de CO es el PF lo cual indica que es el que se consume primero, así que ese será el limitante, por lo que no se produciran ni 18 ni 15 moles sino 12 moles de CO.

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Rendimiento de reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Por tanto, el rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener, que se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, es decir, la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

Chang, R.

Ejemplo

6 5 2

Primero: para sacar el rendimiento teórico es necesario un análsis como el ejemplo del reactivo limitante, donde con una relación estequiométrica a partir de los 15,60 g de benceno, se determinan cuantos gramos se obtienen del C H NO

Ejemplo

Segundo: para sacar el rendimiento teórico (g del producto), es necesario un análsis como el ejemplo del reactivo limitante.

6 6

6 6

6 5 2

15,6 g C H ______ ________ ________ = 24,60 g

6 6

6 5 2

6 5 2

1 mol C H 78 g C H

1 mol C H NO 1 mol C H

de C H NO

123 g C H NO 1 mol C H NO

l l l l

6 5 2

6 6

Tercero: para obtener el rendimiento de la reacción, sólo dividimos el rendimiento real entre el teórico y lo multiplicamos por 100 para que nos arroje porcentaje. %R.R. = R.Real/R.Teo x 100

Ejemplo

18 g 24,6 g

% Rendimiento de Reacción = ____ x 100 = 73,17%

Cuarto: finalmente para determinar cuántos g de benceno quedaron

6 6

6 6

C H NO

1 mol 123 g

6 5 2

l l l l

C H NO

18 g = ________ ________ ______ = 11,41 g

78 g C H 1 mol C H

C H NO

6 5 2

6 5 2

1 mol C H 1 mol C H NO

C H

6 6

6 5 2

6 6

15,6 g de benceno para obtener 24,6 g teóricos de producto, pero si en realidad fueron 18 g de producto, entonces obtengo 11,41 g de benceno, lo que me da una diferencia de 4,19 g que tomo como sobrante.

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Actividades de aprendizaje

Evidencias de Desempeño

Individualmente, resolver los ejercicios del archivo: "Evidencias de desempeño"

Evidencias de Desempeño

Las Evidencias de Desempeño podrás descargarlas en la plataforma y estarán disponibles cuando ya hayas concluido las actividades 1 y 2.

Referencias

Chang, R. 2010. Química. 10ma edición. Ed. McGraw Hill

D. Rodríguez y colaboradores. 2018. Química Básica 1, Objeto de estudio 1, Academia de Química, FCQ-UACH.

Canal de Youtube: EMMANUEL ASESORÍAS

Referencias - imágenes

https://galeria.dibujos.net/colegio/clase-de-quimica-pintado-por--11352715.html https://pngimage.net/atencion-png-6/ estequiometria,casandolacole.worldpress.com https://casadoanacole.wordpress.com/2016/03/11/calculos-estequiometricos/ https://icon-icons.com/es/icono/nota-tarea-comentario-mensaje-editar-escribir/108613 https://sites.google.com/site/angelfiq/3a-evaluacion/los-isotoposhttps://todoenpolimeros.com/2017/11/13/el-mol/https://www.acerca.org/de/los-compuestos-inorganicos-y-su-clasificacion/https://www.pinterest.de/pin/263108803216715293/https://www.flaticon.es/icono-gratis/bata-de-medico_407423https://es.123rf.com/photo_84367501_estudiantes-de-escuela-senior-feliz-ilustraci%C3%B3n-de-personajes-de-personas-de-dibujos-animados-.html

Mensaje de la Maestra

El tema de Estequiometría es la base para las siguientes materias relacionadas con el área de química, por lo que te invito a practicar haciendo ejercicios de la bibliografía que se recomienda o de videos que puedas encontrar en la web, pero es importante que no queden dudas, si requieres asesoría no dudes en contactarme! G. Muñiz

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¡GRACIAS!

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