Composición porcentual Determinación de fórmula ... · •Balanceo por tanteo: ... Balanceo de...

Determinación de fórmula

empírica y molecular.

Balanceo de ecuaciones

químicas

Relaciones estequiométricas

ESTEQUIOMETRIA

Fórmulas moleculares y empíricas

Las fórmulas químicas que indican los números y tipos de átomosreales en una molécula se conocen como FÓRMULASMOLECULARES

Las fórmulas químicas que sólo proporcionan el número relativo de

cada tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual

se combinan se conoce como FÓRMULAS EMPÍRICAS.

Los subíndices de una fórmulaempírica siempre son las relacionesmás pequeñas posibles de númerosenteros.


• Por Ejemplo, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H2O2,mientras que su fórmula empírica es HO.

• La fórmula molecular del etileno es C2H4 y su fórmula empírica es CH2

Las fórmulas moleculares proporcionan más información acerca de las

moléculas que las fórmulas empíricas.


• Siempre que conozcamos la fórmula molecular de un compuesto,

podremos determinar su fórmula empírica.

• Sin embargo, lo contrario no se cumple.

Si conocemos la fórmula empírica de una sustancia, no podemos

determinar su fórmula molecular, a menos que tengamos más

información.

Ejemplo:

1. Escriba las formulas empíricas de las siguientes moléculas:

a. Glucosa C6H12O6

b. Óxido Nitroso N2O

c. Diborano B2H6



Para muchas sustancias, la fórmula molecular y la empírica sonidénticas, como en el caso del agua, H20 .

La fórmula empírica H20 muestra que el agua contienedos átomos de H por uno de O.

Esta relación también se aplica en el nivel molar: 1 mol deH2O contiene 2 moles de átomos de H y 1 mol de átomosde O

A la inversa, la relación del número de moles de cadaelemento en un compuesto, proporciona los subíndices dela fórmula empírica del compuesto.


De esta forma, el concepto de mol proporciona un medio para calcular

fórmulas empíricas de sustancias químicas

Ejemplo:

El mercurio y el cloro se combinan para formar un compuesto que es

73.9% de mercurio y 26.1% de cloro, en masa.

Esto significa que si tuviéramos una muestra de 100.0 g del sólido, ésta

contendría 73.9 g de mercurio (Hg) y 26.1 g de cloro (Cl).

En problemas de este tipo, podemos utilizar cualquier tamaño de muestra,

pero para simplificar el cálculo de la masa a partir de un porcentaje utilizamos

por lo general 100 g.


Si utilizamos los pesos atómicos de los elementos para obtener las

masas molares, podemos calcular el número de moles de cada elemento en

la muestra:

Después dividimos el número más grande de moles (0.735) entre el más

pequeño (0.368) para obtener una relación molar Cl:Hg de 1.99:1:


Debido a errores experimentales, es posible que los resultados no produzcan números enteros

en las relaciones de moles.

El número 1.99 es muy cercano a 2, por lo que podemos concluir con confianza que la fórmula

empírica del compuesto es HgCl2.

La fórmula empírica es correcta, ya que sus subíndices son los números enteros más pequeños que

expresan las relaciones de átomos presentes en el compuesto.


Resumen del procedimiento para calcular una fórmula empírica, a partir

de su composición porcentual.

La parte central del cálculo es determinar el número d e moles de cada

elemento en el compuesto. El procedimiento también se resume como

"porcentaje a masa, masa a moles, dividir entre el más pequeño, multiplicar

para obtener el entero"

Cálculo de una fórmula empíricaEjemplo

1. El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40,92% de C, 4,58% de H y

54,50% de O en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido ascórbico?

2. Una muestra de 5,325 g de benzoato de metilo, un compuesto que se

utiliza en la fabricación de perfumes, contiene 3,758 g de carbono, 0,316 g

de hidrógeno y 1,251 g de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de esta

sustancia?

Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

Para cualquier compuesto, la fórmula obtenida de las

composiciones porcentuales siempre es la fórmula empírica.

Podemos obtener la fórmula molecular a partir de la fórmula

empírica si tenemos el peso molecular o la masa molar del

compuesto.

Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia

siempre son múltiplos enteros, de los subíndices

correspondientes en su fórmula empírica.


Podemos encontrar este múltiplo si comparamos el peso formular

empírico con el peso molecular:

Por ejemplo, en el Ejercicio anterior, la fórmula empírica del ácido ascórbico se determinó

como C3H4O3, lo que da un peso formular empírico de 3(12.0 uma) + 4(1.0 uma) + 3(16.0

uma) =88 uma.

El peso molecular determinado experimentalmente es de 176 uma. Por lo tanto, el peso

molecular es 2 veces el peso formular empírico (176/88= 2), y la fórmula molecular debe

tener el doble de cada tipo de átomo de la fórmula empírica.

Como consecuencia, multiplicamos por 2 los subíndices de la fórmula empírica para

obtener la fórmula molecular: C6H8O6

Ejemplo:

1. El mesitileno, un hidrocarburo que se encuentra en pequeñas

cantidades en el petróleo crudo, tiene una fórmula empírica de C3H4. El

peso molecular determinado experimentalmente para esta sustancia es de

121 uma. ¿Cuál es la fórmula molecular del mesitileno?

2. El etilenglicol, la sustancia utilizada en el anticongelante para automóviles,

se compone de 38,7% de C, 9,7% de H y 51,6 % de O en masa. Su masa

molar es de 65,1 g/mol.

a. Cual es la formula empírica del etilenglicol

b. Cual es su formula molecular.


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Ley de conservación de la masa

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUIMICA

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Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalenciaentre el número de los reactivos y el número de los productos en unaecuación.

Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustanciasreaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos“.

En el balanceo nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas dereactivos o productos.

• Métodos:

– Tanteo (en reacciones sencillas).

– Oxido-reducción

• Balanceo por tanteo:

Consiste en colocar "Coeficientes" buscando unaequivalencia entre los reactivos y los productos.

Se deben balancear en el siguiente orden:

– Metales

– No metales

– Hidrogeno

– Oxigeno

BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUIMICA

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Ejemplo:N2 + H2 NH3

• Los coeficientes son usados para balancear la ecuación y esto permitiráque el número de átomos sea igual en ambos lados.

• Hay 2N en la izquierda. Para que hayan 2N en el lado derecho, colocar elcoeficiente 2 al NH3:

N2 + H2 2NH3

• Ahora hay dos H en la izquierda, y 2x3 = 6 H del lado derecho, por lotanto se pone el coeficiente 3 al H2 .

N2 + 3H2 2NH3

• La ecuación quedó balanceada.

Balanceo de una ecuación

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Ejercicios:

1. CH4 + O2 CO2 + H2O2. C6H14O4 + O2 CO2 + H2O3. N2O5 + H2O HNO3

4. C5H12 + O2 CO2 + H2O5. C3H8 + O2 CO2 + H2O6. Na2CO3 + HCl Na Cl + CO2 + H2O7. PBr3 + H2O HBr + H3PO3

8. CaO + C CaC2 + CO9. H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + HCl


Balanceo por oxido-reducción:

• Las reacciones de oxidación – reducción sonreacciones que envuelven transferencia de electronesde una especie a otra.

• La definición más amplia de una reacción de oxidación –reducción se basa en el concepto de un número deoxidación.

• Estos números permiten llevar una contabilidad de loselectrones en una reacción.


• Oxidación: Perdida de electrones• Reducción: Es la ganancia de electrones

dirección de reducción-4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4

dirección de oxidación

• Sustancia reducida: Contiene el elemento que se reduce(captura electrones).

• Sustancia oxidada: Contiene el elemento que se oxida (cedeelectrones).

• Agente reductor: Sustancia que contiene el elemento quecede electrones.

• Agente oxidante: Sustancia que captura electrones.


Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción

• Paso 1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los

átomos que participan en la reacción. Se deben seguir las

siguientes reglas:

– La suma de los números de oxidación de todos los atomos en una molecula

es cero y es igual a la carga del ion en una especie ionica.

– Los números de oxidación de elementos libres o de moléculas

homonucleares es cero.

– El estado de oxidación del oxigeno es -2 en sus compuestos, excepto en los

peróxidos donde es -1, y en el F2O que es +2.

– El estado de oxidación del hidrogeno es +1 en sus compuestos, excepto enlos hidruros donde es -1. Ejemplo NaH.

– Los alcalinos y la plata tienen estado de oxidación +1.

– Los alcalinotérreos y el zinc tienen estado de oxidación de +2.

• Paso 2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número deoxidación al pasar de reactivo a producto.

Es decir, determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.

• Paso 3. Se igualan los electrones tomados y cedidos, donde los electrones pormolécula del agente oxidante se colocan de coeficiente del agente reductor yviceversa.

• Paso 4. Se inicia el balance por tanteo. en el orden de los elementossiguientes: metal, no metal, hidrógeno y oxígeno.

• Cuando en la ecuación no figura H2O, se adicionan tantas moléculas de aguacomo sean necesarias y donde exista deficiencia de estos dos elementos.

Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de oxido-reducción

Identificación de los agentes oxidantes y reductores

Ejemplo:

Identifique las sustancias que se oxidan y las que se reducen, e indique cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor.

1.

2.

Solución:

1.

• El Cd incrementa su estado de oxidación de 0 a +2 y el Ni disminuye de +4 a +2.

• Debido a que el átomo de Cd aumenta su estado de oxidación, se oxida (pierde electrones) y

por lo tanto actúa como agente reductor.

• El átomo de Ni disminuye su estado de oxidación cuando el NiO2 se convierte en Ni(OH)2.

• De esta manera, el NiO2 se reduce (gana electrones) y por lo tanto actúa como agente

oxidante

Identificación de los agentes oxidantes y reductores

Balanceo de una ecuaciónEjemplo:

Balancear:

1. H2S + HNO3 H2SO4 + NO + H2O

2. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4) 3 + CrSO4 + K2SO4

3. HNO3 + P + H2O H3PO4 + NO


En una ecuación química, los coeficientes representan los números relativosde moléculas en una reacción.

El concepto de mol nos permite convertir esta información en las masas delas sustancias.

Considere la siguiente ecuación balanceada:

Los coeficientes indican que dos moléculas de H2 reaccionan con cada

molécula de O2 para formar dos moléculas de H2O.


Entonces, se desprende que los números de moles relativos son idénticosa los números relativos de moléculas:

Para todas las ecuaciones químicas balanceadas: los coeficientes de una

ecuación química balanceada indican tanto el número relativo de moléculas

(o unidades formulares) en la reacción, como los números relativos de moles


Las cantidades 2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O , se conocen

como cantidades estequiométricamente equivalentes


La relación entre estas cantidades puede representarse como:

Estas relaciones estequiométricas pueden utilizarse para convertir entrecantidades de reactivos y productos en una reacción química

Por ejemplo, el número de moles de H2O producidas a partir de 1.57 moles

de O2 puede calcularse de la siguiente forma:


Ejemplo

Considere la combustión de butano (C4H10 ), el combustible que seencuentra en los encendedores:

Los coeficientes de la ecuación anterior nos indican cómo la cantidad de

C4H10 consumida se relaciona con la cantidad de CO2 producida: 2 moles

de C4H10 = 8 moles de CO2.

Calculemos la masa de CO2 producida cuando se quema 1 g de C4H10.


Para utilizar esta relación debemos utilizar la masa molar del C4H10 para

convertir los gramos de C4H10 en moles de C4H10.

Ya que 1 mol de C4H10 = 58.0 g de C4H10, tenemos:

Entonces podemos utilizar el factor estequiométrico de la ecuación

balanceada, 2 moles de C4H10 =8 moles de CO2,para calcular los moles de

CO2:


Por último, podemos calcular la masa de CO2 , en gramos, utilizando la masamolar de CO2(1 mol de CO2 = 44.0 g de CO2)


De forma similar podemos calcular la cantidad de O2 consumida, o lacantidad de H2O producida en esta reacción.

Por ejemplo, para calcular la cantidad de O2 consumida, podemos

nuevamente basamos en los coeficientes de la ecuación balanceada para

obtener el factor estequiométrico adecuado: 2 moles de C4H10 = 13

moles de O2:


La siguiente Figura resume el método general utilizado para calcular lascantidades de sustancias consumidas o producidas en las reaccionesquímicas.

La ecuación química

balanceada proporciona el

número relativo de moles de

reactivos y productos en la

reacción.

Ejercicios1. Cuantos gramos de agua se producen en la oxidación de 1,00 g de glucosa C6H12O6

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O

2. El hidróxido de litio sólido se utiliza en vehículos espaciales paraeliminar el dióxido de carbono exhalado por los astronautas. Elhidróxido de litio reacciona con el dióxido de carbono gaseoso paraformar carbonato de litio sólido y agua líquida. ¿Cuántos gramos dedióxido de carbono puede absorber 1g de hidróxido de litio?

2LiOH + CO2 Li2CO3 + H2O


REACTIVOS LIMITANTES

La reacción se detiene tan pronto como se consume en su totalidad

cualquiera de los reactivos, dejando los reactivos en exceso como

sobrantes

En las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se consume antesque los demás se denomina REACTIVO LIMITE.

Por ejemplo, suponga que tenemos una mezcla de 10 moles de H2 y 7

moles de O2 los cuales reaccionan para formar agua:

REACTIVOS LIMITANTES

Debido a que 2 moles de H2 = 1 mol de O2, el número de moles de O2

necesario para reaccionar con todo el H2 es

Como teníamos disponibles 7 moles de O2 al inicio de la reacción,

7 moles de O2 - 5 moles de O2 = 2 moles de O2

todavía estarán presentes cuando se consuma todo el H2.

Entonces el H2 es el reactivo limitante, lo que significa que una vez que seconsuma todo el H2, la reacción se detendrá. El O2 es el reactivo enexceso, y algo de él queda cuando la reacción se detiene.

Cómo calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante

El proceso comercial más importante para convertir el N2 del aire encompuestos que contengan nitrógeno se basa en la reacción de N2 y H2 paraformar amoniaco (NH3)

¿Cuántas moles de NH3 pueden formarse a partir de 3 moles de N2 y 6 moles de H2?

Solución

Análisis: Se nos pide calcular el número de moles de producto, NH3 dadas

las cantidades de cada reactivo, N2 y disponibles en una reacción. Por lo

tanto, éste es un problema de reactivo limitante.

Ejercicio 1

• Estrategia:

Si suponemos que un reactivo se consumió totalmente, podemoscalcular cuánto del segundo reactivo se necesita en la reacción.

Si comparamos la cantidad calculada con la disponible, podemosdeterminar cuál es el reactivo limitante.

Después podemos proceder con el cálculo, utilizando la cantidad delreactivo limitante.



Resolución:

El número de moles de H2 necesario para consumir totalmente 3 moles de

N2 es:

Debido a que sólo están disponibles 6.0 moles de H2 nos quedaremos sin H2

antes de que se termine el N2 por lo que el H2 será el reactivo limitante.

Utilizamos la cantidad de reactivo limitante, para calcular la cantidad de

NH3 producido:


• Observe que podemos calcular no sólo el número de moles de NH3

formado, sino también el número de moles de cada uno de los reactivos

que permanecen después de la reacción.

• También observe que aunque el número de moles de H2 presentes al

comienzo de la reacción es mayor que el número de moles de N2

presentes, el H2 sigue siendo el reactivo limitante, debido a que su

coeficiente es más grande en la ecuación balanceada


Cómo calcular la cantidad de productoformado a partir de un reactivo limitante

Considere la siguiente reacción que ocurre en una celda de combustible

Esta reacción, realizada adecuadamente, produce agua y energía en forma

de electricidad.

Suponga que una celda de combustible se instala con 150 g de hidrógeno

gaseoso y 1500 gramos de oxígeno gaseoso (cada medición está dada con

dos cifras significativas).

¿Cuántos gramos de agua puede formarse?


SOLUCIÓN

Análisis:

Se nos pide calcular la cantidad de un producto, dadas las cantidades de

dos reactivos, por lo que se trata de un problema de reactivo limitante.

Estrategia:

Primero debemos identificar al reactivo limitante. Para lograrlo,

podemos calcular el número de moles de cada reactivo y comparar su

relación con lo requerido por la ecuación balanceada.

Después utilizamos la cantidad de reactivo limitante para calcular

la masa de agua que se forma.


Resolución:

A partir de la ecuación balanceada, tenemos las siguientes relaciones

estequiomét ricas:

Si utilizamos la masa molar de cada sustancia, podemos calcular el número de

moles de cada reactivo


Por tanto, hay más moles de H2 que de O2.

Sin embargo, los coeficientes de la ecuación balanceada indican que la reacción

requiere 2 moles de H2 por 1 mol de O2. Por lo tanto, para que reaccionara

completamente todo necesitaríamos 2 x 47 = 94 moles de H2.

Debido a que sólo hay 75 moles, éste es el reactivo limitante. Entonces, utilizamos la

cantidad de H2 para calcular la cantidad de producto formado.

Podemos comenzar este cálculo con los gramos de H2, pero podemos evitar un paso si

comenzamos con las moles de H2 que calculamos antes en el ejercicio

Rendimientos teóricos• La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona

todo el reactivo limitante, se conoce como rendimiento teórico.

• La cantidad de producto que en realidad se obtiene en una reacción seconoce como rendimiento real.

• El rendimiento real casi siempre es menor que (y nunca mayor que) elrendimiento teórico.

• No siempre es posible recuperar todo el producto de la mezcla de reacción

• El rendimiento porcentual de una reacción relaciona al rendimiento realcon el teórico (calculado):

Cómo calcular el rendimiento teórico y elrendimiento porcentual para una reacción

El ácido adípico H2C6H8O4 se utiliza para producir nylon. El ácido se fabrica

comercialmente por medio de una reacción controlada entre el ciclohexano

C6H12 y O2.

Suponga que lleva a cabo esta reacción comenzando con 25g de ciclohexano,

y que éste es el reactivo limitante.

(a) ¿Cuál es el rendimiento teórico del ácido adípico?

(b) Si obtiene 33.5 g de ácido adípico a partir de su reacción, ¿cuál es el

rendimiento porcentual del ácido adípico?


SOLUCIÓN

Análisis:

Se nos proporciona una ecuación química y la cantidad del reactivo

limitante (25 g de C6H12). Se nos pide que calculemos el rendimiento

teórico de un producto (H2C6H8O4), y después que calculemos su

rendimiento porcentual si en realidad sólo se obtienen 33.5 g de la sustancia.

Estrategia:

(a) El rendimiento teórico, que es la cantidad calculada de ácido adípico

formada en la reacción, puede calcularse utilizando la siguiente secuencia de

conversiones


(b) El rendimiento porcentual se calcula comparando el rendimiento real

(33.5 g) con el rendimiento teórico

Resolución:

Pureza de reactivos y productos

• Las sustancias y reactivos químicos producidos por la industria química puedencontener una cierta cantidad de impurezas, tales como metales pesados, inertes yotros.

• Cuando se realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta elporcentaje de pureza de estos reactivos.

• Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total.

• Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobrecorresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes

Ejemplo Cal viva

• Una piedra caliza tiene una pureza en CaCO3 del 92%. ¿Cuántos gramos decal viva (CaO) se obtendrán por descomposición térmica de 200 g de lamisma?


CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2(g)

1 mol 1 mol 1 mol

Significa que en los 200 g de caliza hay exactamente 184 g de CaCO3 puro.

Con este dato se realizan los cálculos estequiométricos.

• Se ponen a reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con unexceso de HNO3 y se obtienen 36.0 g de H2O según la reacciónindicada abajo.

Calcular la pureza de la muestra de Cu utilizada y el número de molesde NO formados.


3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

3 mol 8 mol 3 mol 2 mol 4 mol

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