ESTEQUIOMETRIA_relaciones mol-mol masa-masa mol-mas masa-mol

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COLEGIO NUEVO CHILE CIENCIAS NATURALES: QUÍMICA RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS: MOL-MOL MASA-MASA MOL-MASA MASA-MOL Las relaciones estequiométricas1 son todas las relaciones que se deducen luego de haber realizado el balance estequiométrico de una determinada ecuación química. Recordemos que la ecuación química balanceada nos indica las cantidades, en moles, de las sustancias que intervienen en la reacción química. Por ejemplo cuando se coloca en un recipiente con solución de sulfato de cobre (II) (color celeste), electrolito (sustancia que en estado líquido es capaz de conducir la electricidad, en solución o fundido), un trozo de chapa de zinc (Zn) previamente lijada (bien blanco brillante), se observa que se forma una capa rojiza sobre la misma, y que la solución, inicialmente celeste, se va aclarando. Esto es porque reaccionaron el cobre y el zinc, obteniéndose como producto cobre metálico (Cu0) y una solución de sulfato de zinc, transparente e incolora (que al mezclarse con la solución original se diluye, y por eso se aclara el color, esto es que el Cu2+ que da color celeste va desapareciendo y en su lugar aparece Zn2+ incoloro). CuSO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + Cu(s) Para realizar el BALANCE ESTEQUIOMÉTRICO debemos:  Observar muy atentamente la ecuación escrita.  Fijarse, en las fórmulas expresadas, los números de átomos de cada elemento químico, que hay de cada lado de la Flecha de Reacción (---------->).  Si la cantidad de Átomos de cada elemento (que compone la UF de cada sustancia!!!) difiere a ambos lados de la ecuación química, habrá que encontrar el Número o Coeficiente Estequiométrico que, colocado delante de cada fórmula, haga cumplir la igualdad del número de átomos de cada elemento en ambos miembros de la ecuación química. Esto es así, ya que se cumple, en un sistema cerrado con reacción química, la conocida Ley de Lavoisier o Principio de conservación de la Masa, “La Materia No se crea ni se destruye, sólo se transforma”, la cual se puede verificar en los sistemas macroscópicos comunes en el laboratorio de Química. A nivel teórico podemos comprobarlo, una vez realizado el balance estequiométrico, calculando si la masa total de los Reactivos es igual a la masa total de los Productos. En este ejemplo del Zn y el Cu la ecuación ya está balanceada y no hace falta cambiar los números correspondientes a los coeficientes estquiométricos!!! Entonces: 1 CuSO4(ac) + 1 Zn(s) → 1 ZnSO4(ac) + 1 Cu(s) (Cuando el Coeficiente Estequiométrico es 1 no se coloca) En Moles 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Esta Ecuación Química se lee así: Un mol de sulfato de cobre (II) en solución reacciona con un mol de zinc sólido para dar un mol de sulfato de zinc en solución y un mol de cobre sólido. NOTA IMPORTANTE ¿Por qué un mol de UF (Unidad Fórmula) de sulfato de cobre, en este caso particular y no una UF; o bien un mol de átomos de Zn y no un átomo de Zn? O, en el caso del ejemplo de la página de Representaciones de nivel submicroscópico (a nivel molecular): C + O2 → CO2 ¿Por qué no es apropiado hablar de un átomo de C reacciona con una molécula de oxígeno para dar una molécula de dióxido de carbono? Porque lo que se puede conocer por experimentación es que se utiliza, para la ocurrencia de la reacción, una cantidad que no es un átomo, dado que no es posible ni observar, ni manipular, ni utilizar semejante cantidad!!! 1

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COLEGIO NUEVO CHILE CIENCIAS NATURALES: QUÍMICA RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS: MOL-MOL MASA-MASA MOL-MASA MASA-MOL Además, que se produzca una reacción química supone un hecho probable, esta probabilidad es real cuando el número de unidades participantes es elevado. Sería imposible poder tomar un átomo de c y colocarlo en un recipiente de reacción con una molécula de o2 y que estos se encuentren, reaccionen, y den finalmente una nueva sustancia o producto final. Mucho menos si las cantidades que usamos las medimos previamente con métodos y magnitudes con unidades macroscópicas. Usar aquella forma de representación, que aplica un modelo de átomos y moléculas, es una inferencia completamente teórica e irreal, de modo que ni se nos ocurra pensar que la ecuación química puede representar lo que está sucediendo con un sólo átomo o una única molécula o una única uf. Representa cantidades medibles con instrumentos de laboratorio, como por ejemplo balanza y medidores de volumen (a diferentes escalas: macro, micro, submicro, etc,). Por tanto, la unidad que estaremos utilizando siempre es el mol, que equivale correspondientemente a lo que sucede con las cantidades unitarias. ¿CÓMO SE ESCRIBEN LAS RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS? A partir de la ecuación balanceada nos quedaría: En Masa: (Tener en cuenta Ar-Cu: 63,55; Ar-S: 32,07; Ar-O: 16,00; Ar-Zn: 65,39) 1 mol de CuSO4: 63,54 g + 32,07 g + 4 x 16,00 g = 159.61 g CuSO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) En Moles 1 mol 1 mol 1 mol En Masa 159,61 g + 65,39 g ¿=? 161,46 g

+

Cu(s) 1 mol

+

63,54 g

NOTA: Observen que para los Moles no se cumple que la suma de los reactivos es igual a la de los productos SE DEBE CUMPLIR QUE LA MASA TOTAL DE REACTIVOS ES IGUAL A LA MASA TOTAL DE PRODUCTOS. Y en nuestra ecuación química se cumple. Esto es porque se cumple que en una reacción química de un sistema cerrado la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma. Este es el conocido PRINCIPIO O LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA que descubrió y enunció Antoine Lavoisier después de mucha experimentación, allá por el año 1789. Principio que revolucionó todo lo conocido hasta el momento y permitió los grandes avances de la Química del S. XVIII. Si este principio se cumple en nuestra ecuación química estamos seguros de haber resuelto correctamente el balance estequiométrico, es decir nos sirve de control. Si hay sustancias gaseosas también será posible establecer relaciones de Volumen, ya que los gases ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene. Como el volumen es función ( osea se modifica con... ) de la Presión y la Temperatura, entonces para trabajar con el Volumen hay que definir a qué P y T se lo considera. Para hacerlo tenemos en cuenta un Estado de Referencia muy común en Termodinámica y en Química y es el Volumen en Condiciones Normales de P y T (en adelante las llamaremos CNPT), esto es una P: 1 atmósfera y T: 273 K o 0 °C. NOTA: en el ejemplo anterior de la solución de sulfato de cobre (II) y la chapa de Zn no hay lugar para usar el volumen ya que no existen sustancias en estado gaseoso. A partir de establecer todas las relaciones estequiométricas posibles, se convierten en la herramienta más importante de cálculo para conocer masa, moles o volumen de las sustancias que intervienen en la reacción: 1. Cuánto se puede obtener, de algún producto de la reacción; 2. Cuánto se consumió de algún reactivo; ó 3. Cuánto quedará sin reaccionar si hay más de un reactivo con cantidades determinadas. Los problemas estequiométricos, según lo que se pretende conocer o averiguar, se clasifican en:

COLEGIO NUEVO CHILE CIENCIAS NATURALES: QUÍMICA RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS: MOL-MOL MASA-MASA MOL-MASA MASA-MOL 1. Problemas Directos: aquellos donde se desea conocer las Cantidades de Productos que se obtienen a partir de Cantidades dadas de Reactivos 2. Problemas Indirectos: aquellos donde se desea conocer las Cantidades de Reactivos necesarias para obtener una Cantidad determinada de un Producto EJEMPLO: El agua oxigenada usada en farmacia, es una solución diluida de peróxido de hidrógeno (H2O2). Por acción del calor o en contacto con la sangre, el peróxido de hidrógeno se descompone liberando oxígeno (O2) gaseoso (g) que inhibe el crecimiento de microorganismos anaeróbicos. El desprendimiento de O2 (g) convierte al agua oxigenada en un poderoso agente desinfectante, decolorante y blanqueador. Se desea averiguar, si ocurre la descomposición de 17 g de peróxido de hidrógeno: a) ¿Cuántos moles de agua se forman? b) ¿Qué volumen de O2 en CNPT se obtiene? RESOLUCIÓN Este problema se puede resolver de diferentes maneras. Nosotros proponemos seguir los siguientes pasos: 1. Escribir la ecuación química en forma completa (es decir con los estados de agregación) que representa el proceso y BALANCEARLA. Luego colocar debajo de la fórmula de cada sustancia el número de moles que indica su coeficiente estequiométrico. 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) Moles 2 moles 2 moles 1 mol 2. Convertir a gramos los moles de las sustancias cuyos datos están dados en gramos, utilizando el valor de sus masas molares (M), sacando los datos de los valores de las respectivas masas atómicas relativas (Ar) de la Tabla Periódica. Y convertir a volumen en CNPT los moles de las sustancias que se dan como dato en volumen o que se solicitan 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) Moles 2 moles 2 moles 1 mol Masa 2 x 34 gramos En este problema sólo se escribe la masa en gramos del peróxido de hidrógeno, porque es el único dato que figura en gramos. Entonces no se escriben las masas correspondientes a los productos, porque no aparecen como datos ni se solicitan como incógnitas en gramos. De esta manera quedan planteadas las relaciones estequiométricas en las unidades correspondientes a los datos e incógnitas (X e Y) del problema. 3. Colocar debajo los datos e incógnitas en las unidades requeridas en el enunciado: Como sabemos, 1 mol de moléculas gaseosas ocupa en CNPT 22,4 L, entonces escribimos (*) 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) Moles 2 moles 2 moles 1 mol Masa 68 g Volumen en CNPT 22,4 L(*) Datos e Incógnitas 17 g ¿X? moles ¿Y? L (CNPT) 4. Plantear los cálculos necesarios, vinculando los datos con las incógnitas mediante las relaciones estequiométricas. a) Moles de agua que se forman Según las relaciones estequiométricas 68 g H2O2 ----------------------- 2 moles H2O Producen

17 g H2O2 ----------------------- X = 17 g X 2 moles = 0,500 moles H2O

COLEGIO NUEVO CHILE CIENCIAS NATURALES: QUÍMICA RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS: MOL-MOL MASA-MASA MOL-MASA MASA-MOL 68 g b) Volumen de O2 en CNPT que se obtiene: 68 g H2O2 ----------------------- 22,4 L O2 Producen

17 g H2O2 ----------------------- Y = 17 g X 22,4 L = 5,60 L O2 68 g

Para reforzar y comprender mejor el tema se sugiere observar los videos: Estequiometria mol mol: https://www.youtube.com/watch?v=BV2K5wILxXc Mol – masa y masa mol: https://www.youtube.com/watch?v=CG3mpNyLnrM Masa – masa: https://www.youtube.com/watch?v=UWZrr0Xj_PY ACTIVIDAD 1. Desarrollar los siguientes ejercicios en la carpeta: 1.1. ¿Cuántos moles de cloruro de magnesio (MgCl2), se producirán, si se hacen reaccionar 2,4 g de Mg con suficiente cantidad de ácido clorhídrico (HCl)? (estas son las condiciones de reacción). Mg(s) + 2 HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g) 1.2. Cuánto gas H2 que se producirán en esta reacción, expresen está cantidad tanto en moles como en gramos. 1.3. Calcule la cantidad de ácido clorhídrico (HCl), que serán necesarios para que todo el Mg reaccione. 1.4. Se hacen reaccionar tolueno (C7H8), con O2, para producir dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). C7H8 + O2 ------------CO2 + H2O. Balancee la ecuación. 1.5. Si en la ecuación química descrita, las condiciones de reacción son hacer reaccionar 10 moles de tolueno, con suficiente cantidad de oxígeno, determina la cantidad de: Oxígeno que se necesitarán para que todo el tolueno reaccione. Dioxido de carbono y de agua que se producen. Exprese la cantidad en gramos. 1.6. Teniendo en cuenta la misma reacción, determine la cantidad (en gramos) de tolueno que será necesaria para producir 380 g de dióxido de carbono. 1.7. El ácido sulfhídrico (H2S) se puede obtener a partir de la siguiente reacción FeS (s) + HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2S (g) a) Ajusta la ecuación química correspondiente a este proceso b) Calcula la masa de ácido sulfhídrico que sé obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de sulfuro de hierro (II) 1.8. Tenemos la reacción: Ca + HCl → CaCl2 + H2 a) Ajústala b) ¿Qué masa de HCl se precisará para reaccionar con 20 g de Ca? c) qué masa de CaCl2 se formará 1.9. El propano, C3H8, reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua. a) Escribe la reacción ajustada b) ¿Cuántos gramos de propano y de oxígeno se necesitan para obtener 110 gramos de CO2?

COLEGIO NUEVO CHILE CIENCIAS NATURALES: QUÍMICA RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS: MOL-MOL MASA-MASA MOL-MASA MASA-MOL 1.10. En la reacción ajustada: 6 HCl+2 Fe → 2 FeCl3 + 3H2 a) ¿qué cantidad de HCl reaccionará con 10 g de Fe ? b)qué masa de FeCl3 y H2 se formarán 2. Ingresar y desarrollar la evaluación virtual de relaciones estequiométricas que se encuentra disponible el día 19 de marzo ente las 6:00 a.m. y las 12 m.