Vanesa Fuchs 4216502 TEORIA DE ESTEQUIOMETRIA 15-5053836 En una reacción química se produce una redistribución de los átomos, ó sea se rompen y se crean nuevos enlaces, por ejemplo, cuando el sodio metálico toma contacto con agua caliente, se burbujea hidrogeno, y se forma hidroxido de sodio ¿qué nos conviene hacer ¿? Escribir la ecuación química Na (s) + 2 H2O (l) Na (OH) (ac) + H2 (g) Del lado izquierdo están los reactivos, Na y agua, del derecho, los productos, Na (OH) hidróxido de sodio e H2 hidrogeno, al lado de cada uno, y entre paréntesis se encuentra el estado químico de cada uno, así (s) es en estado sólido, (l) en estado líquido, (ac) en solución acuosa, y (g) gaseoso. Si bien la algunos de estos estados no los sabemos, si podemos conocer que:

a) si hablamos de metales, como Al, Ag, Au, Fe, Cu, Pt, etc, se les pone el (s) ya que se encuentran como sólidos en la naturaleza, y asi se pondrán en la ecuación química.

b) “ se burbujea hidrógeno, ó se hace reaccionar con oxígeno etc” Si hablamos de H2, Cl2 F2, I2, N2, Br2, O 2., se los pone en la ecuación también como están en la naturaleza, ó sea biatómicos

c) A veces hay precipitaciones, entonces se los denota con una flechita para abajo

Fundamentalmente los a) y b) se basan en solubilidades de las sustancias que verán mas adelante, ya que en función de si son muy solubles en agua (si se disuelven mucho) ó no, se escriben en la ecuación. d) Las reacciones en solución acuosa (en H2O) pueden expresarse de 2

modos, por un lado podemos usar una ecuación molecular en la que se encuentran todas las fórmulas completas de todos los componentes, ó a través de una ecuación iónica, en donde se ponen las especies iónicas tal como se encuentran en solución acuosa. Recordemos que un compuesto iónico es aquel formado por un metal y un no metal (sales binarias, hidruros metalicos, hidroxidos, oxosales etc) y al tomar contacto con el agua se disocia en sus iones. A veces el mismo enunciado les dá la información necesaria para saber como se encuentran las especies en agua.

Ejemplos: la reacción del TP del sábado, una neutralización porque una base (hidróxido de sodio) reacciona un el ácido (acido clorhídrico) para dar una sal (cloruro de sodio), y agua Ecuación molecular

HCl (ac) + Na (OH) Na Cl + H2O Ecuación iónica

H(+) + Na (+) + Cl (-) + OH (-) Na (+) + Cl (-) + H2O

Cada uno de los iones anteriores con (sc), indicando “en solucion acuosa”

En la primera reacción vemos un “2” adelante del H2O, a este y al resto de los números que aparecen adelante de los reactivos y productos se les llama “coeficientes estequiométricos” , y me permiten balancear la ecuación y que así haya iguales cantidades de cada átomo al comienzo y al final de la misma, cumpliendose la ley de conservación de masa, y la no –modificación de los elementos, en la reacción pero si su recombinación. Si bien el método de balanceo es por prueba y error (ir probando hasta que de) uno llega mas rápido al balance si se empieza por los elementos que se encuentran en menor cantidad a un lado y a otro de la ecuación. Se conoce por estequiometría al estudio de las reacciones en forma cuantitativa, es decir hablaremos de cantidades, asociadas al cambio químico. Por medio de cálculos estequiométricos podemos predecir cuanto se consume de reactivo y cuanto se genera de producto, estas cantidades pueden expresarse de diferentes maneras lo que esta relacionado con: ¿¿ que información puedo sacar de la ecuación quimica?? Ejemplo para una reacción dada: (practicamos nomenclatura??) el aluminio reacciona con el ácido clorhídrico para producirse cloruro de aluminio e hidrogeno. Lo primero que hacemos es escribir la ecuación teniendo cuidado de escribir según a) y b) adecuadamente productos y reactivos, el aluminio como es solido a temperatura ambiente se lo escribe asi de simple, mientras que recordemos que el hidrogeno es un gas diatómico, y para el ácido y la sal , por ahora los escribimos en forma molecular HCl y AlCl3 (sin disociar) Al (s) + HCl Al Cl3 + H 2 (g) Lo segundo es balancearla 2 Al (s) + 6 HCl 2Al Cl3 + 3H 2 (g) Interpretamos lo que nos dice la ecuación, podemos hacerlo en forma molecular ó molar

MOLECULAR 2 átomos de Al, reaccionan con 6 moléculas de HCl, para producir 2 moléculas de AlCl3 y 3 moléculas de H2

2 X 27 umas de Al, reaccionan con 6 x 36.5 umas de HCl para producir 2 x 133.5 umas de AlCl3 y 3 x 2 umas de H2 MOLAR 2 moles de átomos de Al reaccionan con con 6 moles de moléculas de HCl, para producir 2 moles de moléculas de AlCl3 y 3 moléculas de H2

2 X 27 gramos de Al, reaccionan con 6 x 36.5 gramos de HCl para producir 2 x 133.5 gramos de AlCl3 y 3 x 2 gramos de H2

No es necesario para cada problema plantear lo anterior, sino ubicar la incógnita, y ver que interpretación nos conviene tomar, si la molar ó la molecular. Pureza de una muestra no necesariamente los reactivos de partida son puros, es decir que al pesar una cantidad del mismo estariamos pesando el reactivo que requiero y ademas un cierto peso de impurezas, asi por ejemplo en 75gramos de mineral bauxita, hay solo 8 gramos de aluminio, lo anterior se conoce como pureza e esta indicado en el enunciado del problema, por lo que lo tercero que tengo que ver, es según el problema, como es la pureza del reactivo interviniente, y en caso de no ser 100 % puro, calcular la cantidad

verdadera de reactivo con la que cuento.

Ejemplo a) Sabemos que el carbonato de sodio reacciona a escala

industrial con el hidróxido de calcio (cal apagada) para producir

hidróxido de sodio, necesario para hacer jabones y carbonato de calcio. Si

tenemos 900 Kg de carbonato de sodio de 90 % de pureza

i)¿ cuanto de carbonato de calcio se forma??

ii)¿¿ cuantos moles de moléculas del hidróxido se forman??

Escribimos la ecuación y la balanceamos, Na2 CO3 + Ca (OH) 2 2Na (OH) + Ca CO3

Calculamos cuanto verdaderamente tenemos de Na2 CO3 100 gramos de muestra 90 gramos de Na2 CO3 900.000 gramos de muestra X = 810.000 gramos de Na2 CO3

Por la ecuación quimica sabemos que: 106 gr de Na2 CO3 100 gr de Ca CO3

810000 de Na2 CO3 x= 764.150 gr, ó sea 764 Kg b) 106 gr de Na2 CO3 2 moles de moléculas de Na (OH) 810000 gramos Na2 CO3 x= 15283 moles Lindos los numeritos a escala industrial!!!, fijense que siempre use para los calculos lo que tenia de reactivo puro. Reactivo limitante (en exceso) y reactivo en exceso: Muchas veces al mirar los datos figuran me dan dos ó mas datos de reactivos, rara vez estas cantidades corresponden a lo que seria las “cantidades estequiométricas” (por ejemplo si mezclara 54 gr de Al con 219 g de HCl) sino que uno de ellos se encuentra en defecto con respecto al otro según las cantidades requeridas por la reacción química. Por lo que uno de los reactivos se consumirá antes que el otro, y la cantidad de producto formado estará sujeto a este reactivo en defecto, que se consumirá completamente. Parte de los otros reactivos quedaran sin reaccionar, junto a los productos formados Los datos del reactivo limitante son los que debo tomar para realizar los

cálculos estequiométricos.

Los cuarto entonces a seguir en un calculo estequiometrico es hallar cual

es el reactivo limitante.

Ejemplo b) Dada la reacción de 1.00 gr de magnesio con 3 gr de cloruro

aúrico, para obtener cloruro de magnesio y oro:

a) que masa de oro se obtiene? b) La masa de reactivo en exceso que queda sin reaccionar Escribo la reacción: y la balanceo: 3Mg (s) + 2AuCl3 3 Mg Cl2 + 2Au (s) 72 gr de Mg 607 gr de Au Cl3 1 gr de Mg x = 8,43 gr de Au Cl3 Como hay 3 gramos de AuCl3, el Mg está en exceso (podríamos haber hecho lo inverso, usando los 3 gramos de AuCl3 y deberíamos llegar a la misma conclusión) 72 gr de Mg 607 gr de Au Cl3 X= 0.35 gr de Mg 3 gr de AuCl3

realizo todos los calculos con el AuCl3 607 gr de AuCl3 394 gr de Au 3 gr de AuCl3 X = 1.95 gr de Au b) queda sin reaccionar : 1gr – 0.35 gr de Mg, ó sea 0.65 gr

Rendimiento teórico de la reacción

El rendimiento teórico es la cantidad de producto obtenido cuando reacciona todo el reactivo limitante. ( representaría 100 % ) si no reacciona todo el

reactivo limitante el % será menor. Nunca puede ser mayor al 100 % porque nunca podría reaccionar mas cantidad de la que hay de reactivo limitante. ¿¿ a que se debe que el rendimiento real sea menor??? Es posible que una parte de los reactivos no reaccione, ó reaccione en forma distinta a lo que espero, ó algún error experimental

c) si la reaccion del punto b) anterior hubiera tenido un rendimiento del 85 % cuanto de oro se hubiera obtenido????

Relacionamos la cantidad de producto obtenido en un rendimiento teórico con el real, siendo los teóricos los que obtendría si mi rendimiento fuera del 100 %, y los prácticos los obtenidos 100 gramos Au teóricos 85 gr de Au prácticos 1.95 gramos Au teoricos x = 1.65 gr de Au practicos Ó sea que si bien esperaba 1.95 gr de Au como el rendimiento de la reaccion es del 85% solo obtengo 1.65 gr

¿¿Qué pasa cuando tenemos gases en la ecuación???

Usamos la ley general de los gases PV = n RT , con P presion, V volumen, n nro de moles, y T temperatura , R la cte general de los gases, 8.31 j /mol K Al colocar los valores de n= 1 (para un mol) en CNPT ó sea a 273 K, y 1 atm de presion, obtendremos al despejar el volumen, que 1 mol de gas en CNPT ocupa 22.4 litros