ETAPA 1. La estequiometría en las ecuaciones químicas

Fenómenos Químicos en el Entorno

ETAPA 1. La estequiometría en las ecuaciones químicas

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Índice

Reacciones y ecuaciones químicas

Relaciones ponderales estequimétricas

Reacciones de acuerdo al mecanismo...

Velocidad de reacción

Reactivo limitante y en exceso

Actividad de reacciones

Balanceo de ecuaciones

Ecuación química

Rendimiento real

Actividad de balanceo

Leyes Estequiométricas

Símbolos en ecuaciones

Importancia de los contaminantes

Unidades de medición estequiométricas

Evidencias de reacción química

Clasificación de las reacciones

1.1 Reacciones y ecuaciones químicas

¿Qué es una reacción Química?

Es el cambio de las sustancias para formar otras sustancias con nuevas propiedades y composición distinta a la original. Puede ser simple o compleja.

Atención

Ejemplos:

Una reacción está conformada por:

Productos

Reactivos

Ecuación Química

Representación simbólica de lo sucedido en una reacción química. Los elementos o compuestos serán representados por símbolos y fórmulas, estos son separados por una flecha de acuerdo al sentido del cambio.

• Durante una reacción los átomos de los reactivos se conservan.
• Ayudan a determinar la cantidad de reactivo y producto que se formará en la reacción

CH4 + 2O2

CO2 + 2H2O

Símbolos en ecuaciones

Algunos compuestos o elementos pueden tener subíndices y entre parentesis el estado de agregación

En ocasiones se agregan símbolos como P y T que indican que la reacción se lleva a cabo bajo condiciones de presión y temperatura.

Evidencias de reacción química

Al ocurrir una reacción los enlaces entre los átomos de los reactivos se rompen para formar nuevos enlaces que den lugar a los productos. Las sustancias obtenidas tienen el mismo número de átomos de cada uno de los elementos de las sustancias iniciales, es por esto que la reacción se escribe como una ecuación balanceada

Efervescencia o burbujeo

Desprendimiento de gas

Cambio de color

Producción de calor (o luz)

Precipitación

Velocidad de la reacción

Es lo rápido que puede ocurrir un cambio en la materia al reaccionar los reactivos para formar los productos. Pueden ser lentas o rápidas.

Velocidad de reacción= Cambio en concentración/cambio en tiempo

Factores que influyen

Catalizadores

Concentración

División de las partículas

Inhibidores

Temperatura

Naturaleza

Balanceo de ecuaciones químicas

"La materia no se crea ni se destruye..."

Balanceo de la ecuación química: misma cantidad de átomos en reactivos y productos.Cuando no se encuentra la cantidad igual de átomos, se dice que no está balanceada. Durante un balanceo: 1- Las fórmulas no se deben modificar 2- No se deben modificar los subíndices Ejemplo de balanceo por tanteo:

Ecuación no balanceada

CH4 + O2 CO2 + H2O

Ecuación balanceada

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Actividad de balanceo

Al2O3 + HCl AlCl3 + H2O

Respuesta

H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O

Respuesta

C3H8 + O2 CO2 + H2O

Respuesta

Clasificación de las reacciones químicas

Las reacciones se clasifican de acuerdo a la energía que requieren o que liberan.

• Energía de activación: cantidad mínima de energía para romper los enlaces e iniciar una reacción química
• Calor de reacción: cantidad energía liberada por la reacción

Endotérmicas

Exotérmicas

Reacciones de acuerdo al mecanismo por el que se someten los reactivos a cierto proceso

Reacción de síntesis

Se les llama de combinación. Dos reactivos se combinan para formar una sustancia nueva

A + B AB

Ejemplo:

C + O2 CO2

Reacción de descomposición

Se les conoce como de análisis. Un reactivo se divide para formar dos o más sustancias. Necesita de energía externa (calor)

AB A + B

Ejemplo:

PbCO3 PbO + CO2

Reacción de desplazamiento simple o de sustitución

Un elemento sustituye a otro elemento que se encuentra contenido en un compuesto

A + BC AC + B

Ejemplo:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Reacción de desplazamiento o doble sustitución

Dos compuestos cambian entre sí partes de sus estructuras. Se intercambian iones (anión y catión).

AB + CD AD + CB

Ejemplo:

NaOH + HCl NaCl + H2O

Actividad de tipo de reacciones

Respuesta

Fe + HgS Hg + FeS

Respuesta

(NH4)2S + HgBr2 2NH4Br + HgS

Respuesta

S + Fe FeS

Respuesta

CaCO3 CaO + CO2

1.2. Leyes estequimétricas de las combinaciones químicas

Estequiometría: cálculos para pronosticar la cantidad de sustancias que se obtendrán a partir de los reactivos que se utilizan

Ley de Antoine Lavoisier

"La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma" Observó que la cantidad de sustancias de los reactivos se mantenía en igual proporción después de la reacción. Masa total de reactivos = Masa total de productos

Ejemplo:

2H2 + O2 2H2O

La suma de las masas moleculares de los reactivos y de los productos tienen la misma proporción.

H 1 uma x 4 átomos 4 uma O 16uma x 2 átomos 32 uma Masa molecular 36 uma

Ley de Proust (ley de las proporciones constantes)

Establece que los elementos que forman un compuesto se combinan siempre en la misma proporción

Ejemplo:

2H2 + O2 2H2O

Proporción 1:8

4g 32g 36g 1 8 9

Ley de Dalton (ley de las proporciones múltiples)

Establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las proporciones en que lo hacen en los diferentes compuestos guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

Ejemplo:

Carbono 12g Oxígeno 16g (O) COOxígeno 32g (O2) CO2

Relación de masas de oxígeno= 32 g/ 16g = 2 Relación 2:1

Ley de la composición centesimal

También llamado composición porcentual en masa. Define el porcentaje en masa de cada elemento que se encuentre presente en un compuesto.

Ejemplo:

H2O= 18 uma H= 1 uma O=16 uma

% de masa de H= (2 uma/ 18 uma) x 100 = 11.1

% de masa de O= (16 uma/ 18 uma) x 100 = 88.8

El compuesto H2O siempre está compuesto por 11.1% de hídrogeno y 88.8% de oxígeno

Unidades de medición estequimétricas

uma (unidad de masa atómica) u (unidad de masa atómica unificada) Da (dalton)

Masa atómica

Número de Avogadro

Peso atómico

Masa promedio de todos los isotopos de un elemento que ocurren en forma natural.

1 mol= 6.02 x 1023 átomos o moléculas

Volumen molar

uma (unidad de masa atómica) u (unidad de masa atómica unificada)

Masa molecular

Volumen que ocupa un mol de cualquier sustancia en estado gaseoso a 0°C y 1 atmósfera, equivale a 22.4 L/mol

Mol= cantidad de átomos que hay en 12 g del isótopo carbono-12 (12C)

Mol

1.3. Relaciones ponderales estequiométricas

Uso y aplicaciones de la estequiometría

Relación mol-mol

Al conocer la cantidad de moléculas que están involucradas en una reacción química, se puede establecer el número de moles de un reactivo o producto

Ejemplo: 2H2 + O2 2H2O

Si en un mol de oxígeno se combinan 2 moles de hidrogeno, ¿Cuántos moles se combinan con 0.55 moles de O2?

2 moles de H2 1 mol de O2 x moles de H2 0.55 moles de O2

x=((2 moles de H2)(0.55 moles de O2))/1 mol de O2= 1.1 moles de H2

Relación masa-masa

¿Cuántos gramos de cloruro de sodio se obtienen a partir de 35 g de sodio con base en la siguiente ecuación?

2Na + Cl2 2NaCl

Na= 22.9 g/mol 45.8 g/mol Cl= 35.45 g/mol x2 70.9 g/mol NaCl= 58.35 g/mol 116.7 g/mol

45.8 g/mol de Na 116.7 g/mol de NaCl 35 g de Na x

x=((35g Na)(116.7 g/mol NaCl))/45.8 g/mol= 89.18 g NaCl

Relación masa-mol y viceversa

Determina la cantidad de gramos de HCl que se produjeron si se descomponen 5.8 moles de CuCl, a partir de la siguiente ecuación:

2CuCl + H2S Cu2S + 2HCl

Masa molecular CuCl= 98.99 g/mol H2S= 34 g/mol Cu2S= 159.08 g/mol HCl= 36.45g/mol

2 moles de CuCl 72.9 g/mol de HCl (2 mol) 5.8 moles de CuCl x

x= ((5.8 mol CuCl)(72.9 g/mol HCl))/2 mol CuCl= 211.41 g HCl

Problema de Estequiometría

Determina cuántos moles de NH3 se formarán a partir de 14 g de N2 según la siguiente ecuación:

N2 + H2 NH3

Masa átomica: N= 14 g/mol H= 1 g/mol

Reactivo limitante y en exceso

Generalmente en una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas exactas.

Reactivo en exceso

Reactivo limitante

Ejemplo: Si se hace reaccionar el aluminio con el óxido de hierro (III), esto es representado con la soguiente reacción:

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Si se hacen reaccionar 45 g de Al y 80 g de óxido de hierro, ¿Cuántos gramos de hierro se producirán? ¿Qué reactivo está en exceso?

Masa atómica: Fe= 55.8 g/mol Al= 27 g/mol O= 16 g/mol

Masa molecular: 2Fe= 111.6 g/mol 2Al= 54 g/mol Fe2O3= 159.6 g/mol

Determinar la cantidad de Al que reacciona con 80 g de Fe2O3

54 g/mol de Al 159.6 g/mol de Fe2O3 x 80 g de Fe2O3

x=((80g Fe2O3)(54g/mol Al))/159.6g/mol Fe2O3= 27.06g Al

Determinar cuántos gramos de Fe se forman con 80 g de Fe2O3

159.6 g/mol de Fe2O3 111.6 g/mol de Fe 80 g de Fe2O3 x

x=((80g Fe2O3)(111.6g/mol Fe))/159.6 g/mol Fe2O3)= 55.93 g Fe

Determinar moles y gramos en exceso de Al

2 mol Al 54g Al x 45g Al

x=((45g Al)(2 mol Al))/54g/mol Al= 1.6 mol

1.6 mol Al 45g/mol Al x 27.06g Al

x=((27.06g Al)(1.6 mol Al))/45g Al= 0.96 mol

1.6 mol - 0.96 mol= 0.64 mol Al

2 mol Al 54g Al 0.64 mol Al x

x=((54g Al)(0.64 mol Al))/2 mol Al= 17.28 g Al

El Al se encuentra en exceso por 17.28 g siendo el reactivo en exceso y el limitante es el Fe2O3

Problema estequiométrico

El ácido sufúrico reacciona con hidróxido de sodio en una reacción de neutralización para formar sulfato de sodio y agua. La ecuación de la reacción es la siguiente:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

Masa atómica H= 1g/mol O= 16g/mol S= 32g/mol Na= 23 g/mol

Si se ponen a reaccionar 5 g de H2SO4 con 8 g de NaOH. 1. Determina cuál es el reactivo limitante 2. Calcula la cantidad de Na2SO4 que se formará 3. Determina el reactivo en exceso y la cantidad en la que excede

Rendimiento real

Es necesario hacer los cálculos teóricos para determinar las pérdidas de producto que ocurren durante el proceso de la reacción

Rendimiento real

Rendimiento teórico

Porcentaje de rendimiento= (rendimiento real/rendimiento teórico)x 100

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

Ejemplo:

Si en el laboratorio se obtuvieron 53.55 g de hierro y en los cálculos se obtuvieron 55.93 g de Fe

Porcentaje de rendimiento= (53.55g/55.93g)x 100= 95.79%

1.4. Importancia de los contaminantes en el medio

La contaminación

Se le conoce como contaminantes a aquellas sustancias que en concentraciones altas son liberadas a la naturaleza y alteran el equilibrio, con lo que dañan al planeta y su biodiversidad. Lo que provoca desastres medioambientales de gran magnitud.

Causas

Artificiales

Naturales

Tipos de contaminantes

Físicos

Biológicos

Químicos

Contaminación del agua

Contaminantes del agua, aquellas sustancias que se disuelven en el agua y cambian su composición natural, pueden a los seres que la consuman. Por lo tanto, destruyen ecosistemas

Ejemplos:

• Desechos agroquímicos
• Desechos de centros urbanos e industriales sin tratar
• Derramamiento de petróleo
• Desechos sólidos
• Aumento de temperatura

Contaminación del aire

Una de las principales causas de contaminación ambiental, emisiones de gases de efecto invernadero que origina fenómenos meteorológicos y cambio climático

Sustancias suspendidas:

• dióxido de azufre
• ozono
• metano
• dióxido de carbono
• monóxido de carbono

Causas

Quema de materiales

Combustibles fósiles

Industria

Contaminación del suelo

Suelo, la capa superficial de la corteza terrestre, resultado de la descomposición de rocas y seres vivos. Es un componente fundamental de la vida terrestre y puede cambiar su composición por el uso de químicos o residuos.

Desechos industriales

Desechos urbanos

Almacenamientos subterráneos

Pesticidas

Minería

¡Eureka!

¡Gracias por su atención!