2.1 CANTIDAD DE SUSTANCIA (6 clases)
2.1.1 Cantidad de sustancia (6 de septiembre)
2.1.1.1 Concepto de mol y relación entre peso atómico y masa molar
2.1.2 Reacción Química (6 y 11 de septiembre)
2.1.2.1. Ley de la conservación de la materia
2.1.2.2. Ecuaciones Químicas
2.1.2.3. Balances de reacciones
2.1.2.4. Tipos de reacciones
2.1.2.5. Reacciones ácido-base
2.1.2.6. Reacciones oxidación y reducción (estado de ox., No. de oxidación, balance)
2.1.3. Estequiometría (13 y 18 de septiembre)
2.3.1. Composición elemental y formula mínima
2.3.2. Cálculos estequiométricos
2.3.3. Reactivo limitante y rendimiento de la reacción
2.1.4. Unidades de concentración (20 y 25 de septiembre)
2.4.1. Porcentaje en masa, volumen
2.4.2. Concentración molar, molal y diluciones
2.4.3. Estequiometría de reacciones en disolución
2.2 EQUILIBRIOS QUIMICOS (5 Clases)
2.2.1 Ley de acción de masas (27 de septiembre y 2 de octubre)
2.2.1.1 constantes de equilibrio
2.2.1.2 Equilibrios heterogéneos
2.2.1.3 Perturbación del equilibrio
2.2.2 Equilibrio Ácido-Base (Bronsted-Lowry) (4 de octubre)
2.2.2.1 Propiedades acidas-básicas del agua y concepto de pH
2.2.2.2 Constantes de equilibrio Ka y Kb
2.2.3 Ácidos-Base y estructura química (9 de octubre)
2.2.3.1 Ácidos binarios y terciarios
2.2.3.2 Ácidos orgánicos
2.2.3.3 Cationes metálicos
EXAMEN 2:
2.2.4 Ácidos y bases de Lewis (11 de octubre)
16 de octubre
CLASE 1
CANTIDAD DE SUSTANCIA
•La CANTIDAD de SUSTANCIA aparece gracias a la consolidación de la teoría
atómica molecular, ya que su introducción en 1 rxn química hace que se centre
más la atención en la relación entre el # de partículas que intervienen en la misma,
que en los pesos de combinación.
•Su introducción hace posible contar en el nivel microscópico las entidades
elementales a partir de las masas o los volúmenes de combinación de las
sustancias que reaccionan.
+
Cantidad de sustancia
-
•En sustancias iguales se puede medir sin problemas en unidades de masa o de volumen
•El problema surge cuando queremos comparar cantidades en sustancias diferentes.
•Aquí el concepto de “cantidad de sustancia” tendría que basarse en la cuenta de las partículas
imperceptibles que conforman la materia
Constante de Avogadro
No= 6.02214199 x 1023 entidades elementales/mol
Entidades elementales: átomos, iones, moléculas, fórmulas, e-.
•1 mol de átomos de carbono
•1 mol de iones Na+
•1mol de núcleos de He
•1 mol de moléculas de O2
•1 mol de e•1 mol de fórmulas NaCl
¿Cuántos átomos de sodio hay en la siguiente cantidad de sustancia: 0.3
moles de átomos de sodio?
El No nos permite transformar cantidad de sustancia, n, a número de partículas , N.
6.02 x 1023 átomos de Na
N átomos de Na = 0.3 mol Na
1 mol Na
N = 1.81 x 1023 átomos de Na
ACTIVIDAD
Se tiene una muestra de benceno con 1.27 x 1022 moléculas. Calcula la
cantidad de sustancia en dicha muestra, expresada como moles de moléculas
de benceno.
Como se mide la cantidad de sustancia?
Se mide indirectamente, a través de una propiedad que sea proporcional al # de
entidades elementales, como puede ser la masa, el peso o inclusive el volumen.
•Los pesos atómicos relativos NO tienen unidades, ya que se refieren a un
cociente entre 2 pesos, o sea, a 1 peso atómico comparado con el de 1 átomo
patrón.
•Siglo XIX
Peso atómico de A=
Peso del átomo A
Peso de átomo de hidrógeno
•Definición actual
Peso del átomo de A =
Peso atómico de A
1/12 del peso del átomo de carbono 12
•Se puede sustituir la palabra “peso” por “masa” ya que una comparación entre 2
pesos es idéntica a una comparación entre 2 masas en el mismo lugar de la tierra
Peso atómico de A =
Masa del átomo de A
1/12 de la masa del átomo de carbono-12
•El resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A y 2, 3, o más
átomos patrón. En particular si consideramos 1 mol de dichos átomos:
Peso atómico de A =
Masa de 1 mol de átomos de A
1/12 de la masa de un mol de átomos de carbono12
•Al numerador de esta expresión se le denomina “masa molar” del elemento MA y
las unidades g/mol.
•Reconocemos que la masa de 1 mol de átomos de C12 es exactamente 12g. Así
llegamos a la importante expresión:
Peso atómico de A =
MA
=
MA
1/12 (12g/mol)
1g/mol
•Si repetimos este proceso iniciando con el peso molecular del compuesto A,
llegaríamos a una ecuación idéntica:
Peso molecular de A =
MA
1g/mol
La masa molar de A, sea A un elemento o un compuesto, es igual al peso
atómico o molecular de A, que es un número adimensional, multiplicado por la
unidad 1g/mol.
MA = peso atómico o molecular de A (1g/mol)
•El peso atómico relativo es un cociente sin unidades, en el que se
compara la masa (o el peso) de 1 átomo dado con la doceava parte de la
masa o peso de 1 átomo de carbono 12.
•Masa Molar es la masa de 1 mol de entidades elementales. Sus unidades
son g/mol.
•Ambas cantidades, aunque muestran el mismo valor numérico, tienen
diferentes unidades.
•Los datos de los pesos atómicos calculados de esta manera se encuentran
en cada casilla de la tabla periódica.
MASA MOLAR DE UNA FÓRMULA
La masa molar se obtiene al sumar las masas molares de los átomos que constituyen
la molécula o fórmula, sin olvidar que los subíndices de los símbolos elementales
hablan del número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula.
1 mol de agua, H2O, contiene 1 mol de átomos de oxígeno y 2 moles de átomos
de hidrógeno. Así la masa molar se calcula al sumar la masa de 1 mol de
oxígenos (16g) y 2 moles de hidrógenos (2g).
MH2O =
[(1)16 + (2)1]g de agua
1 mol de moléculas de agua
= 18 g/mol
CANTIDAD DE SUSTANCIA EN CIERTA MASA
Se tienen 3.02 g de carbono-12 ¿cuál es la cantidad de sustancia en esta muestra?
La incógnita es la cantidad de sustancia de carbono-12, sus unidades son moles.
nc mol C12 = 3.02g C12
1 mol C12
12 g C12
=0.252 mol C12
NÚMERO DE MOLECULAS EN CIERTA MASA
Indica las moléculas de agua que hay en una muestra con 10g de agua.
Las unidades de la incógnita son moléculas de agua y las del dato son gramos de agua.
10g H2O 1 mol H2O
18 g H2O
6.02 x 1023 moléculas de H2O = 3.35 x 1023 moléculas de H2O
1 mol H2O
1. Calcula el número de fórmulas de NaCl en 3.54 moles de NaCl
2. Calcula la cantidad de sustancia de S8 en una muestra con 2.43 x1024
moléculas de S8.
3. Calcula la masa de una muestra de benceno, C6H6 que contiene 3.8 x
1023 moléculas de C6H6.
4. Calcula la cantidad de sustancia de NO en el aire de una habitación que
contiene 3.3 x 10-5g NO.
5. La masa molar del Cu es de 63.45 g/mol ¿cuál es la masa de 1 átomo
de Cu?
6. Calcula la masa en gramos que hay en
a) 5.02 moles de oro
b) 0.050 moles de uranio
c) 14.5 moles de neón
d) 3.5 x 10-3 moles de polonio
7. Calcula la cantidad de sustancia presente en cada una de las siguientes masas:
a)12g de Na
b) 0.03g de platino
c) 0.875g de As
d) 0.986g de xenón
8. Cuantos átomos hay en 1 g de Cu?
9. En que muestra hay más átomos de plata? La masa molar de la plata es de 107.9g/mo
a) 6.7g de plata
b) 0.16 moles de plata
c) 6.53 x 1022 átomos de plata
10 Calcula las masas molares de las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos
a) amoniaco, NH3
b) Benceno, C6H6
c) Metano, CH4
d) Glucosa,C6H12O6
REACCIONES QUÍMICAS
Telas sintéticas
cosméticos
Jabón
Para obtener la gran mayoría de
estos productos, han sido necesarios
un sinnúmero de procesos que
involucran transformaciones de unas
sustancias en otras, esto es, de
reacciones químicas.
Celdas solares plásticas
Suceden espontáneamente en el mundo que nos rodea, ejemplos:
Revelado fotográfico
Encender un cerillo
Oxidación de metales
Procesamiento de alimentos
Sucede 1 rxn química cuando unas
sustancias iniciales (reactivos) se
transforman en otras (productos)
que tienen diferentes propiedades
físicas y químicas.
Ley de la Conservación de la Materia
•En toda rxn química, la masa total presente antes y después del cambio es la misma
LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA
En 1 rxn química la masa se conserva.
•Si se piensa en 1 rxn química como un reacomodo de átomos a nivel molecular, es
fácil entender la ley de conservación de la materia, pues las partículas individuales no
se transforman unas en otras, sino que sólo cambia la forma en la que están
asociadas.
Ecuaciones químicas
•1 rxn química se representa por medio de una “ecuación química”
•se utilizan las fórmulas químicas de las sustancias puras, símbolos
como la adición (+) para expresar la participación de varias sustancias
y la ocurrencia de reacción con una flecha ()
Símbolo
Significado
+
Se usa ÷ 2 fórmulas para indicar la presencia de varios reactivos o productos

“Flecha de rxn” separa los reactivos de los productos. Indica “produce…”

Indica que la rxn puede ocurrir en ambas direcciones

Indica la formación de 1 precipitado que cae x gravedad al fondo del vaso

Indica que se desprende un gas, es equivalente a usar (g)
(s)
Se utiliza para indicar que la sustancia se encuentra en estado sólido
(l)
Indica que la sustancia se encuentra en estado líquido
(g)
Indica que la sustancia se encuentra en estado gaseoso
(ac)

Calor


H2SO4

Indican que la sustancia se encuentra en disolución acuosa
Indica que la rxn requiere energía térmica para llevarse a cabo
Indica que se requiere de dicha sustancia para que la rxn ocurra.
CaCO3 (s)
calor

CaO (s) + CO2 (g)
Carbonato de calcio, sólido, en presencia de calor, se descompone
en óxido de calcio, también sólido, y dióxido de carbono gaseoso
1 Ca
1C
3O
En 1 compuesto
1 Ca
1C
3O
En 2 compuestos
1 ecuación química contiene algo más que la descripción de los
compuestos participantes, habla también de la proporción de c/elemento
presente en ellos y muestra la conservación de la materia, a través de la
igualdad en el # de átomos a ambos lados de la flecha
“1 mol de carbonato de calcio se descompone con el calor para producir 1 mol de óxido
de calcio y 1 mol de dióxido de carbono”
MCaCO3= MCa + MC + 3MO = 40 + 12 + 3(16) = 100 g/mol
MCaO= MCa + MO = 40 + (16) = 56 g/mol
MCO2= MC + 2MO = 12 + 2(16) = 44 g/mol
“100g de carbonato de calcio se descomponen para producir 56g de óxido de calcio y
44g de dióxido de carbono”
Manifestaciones de qué ocurre en una rxn química
Cambio de color
Metales que se dejan expuestos a la
interperie, sufren un cambio de coloración al
formarse en sus superficie un óxido, producto
de la rxn entre el metal y el oxígeno del aire
Cambio de energía
RXN exotérmica: Metales alcalinos con
agua. Desprende energía en forma de
calor
RXN endotérmica: quemar un pedazo
de madera. Absorbe energía en forma
de calor
Desprendimiento de un gas
•Olor de 1 huevo descompuesto debido al desprendimiento de
sustancias que contienen S.
•Alka Seltzer en un vaso con agua.
Formación de un precipitado
Cuando se mezclan 2 soluciones y se observa la formación
de 1 sólido, es una evidencia que ha ocurrido una reacción
química. El sólido formado se le llama “precipitado”
TAREA
1. una moneda de 12g contiene 10g de Ag y 2g de Cu. Los pesos atómicos son
respectivamente 107.9 y 63.5g/mol. ¿cuántos átomos de Ag y de Cu han en la
moneda?
2. ¿Cuál es la masa de 1 pedazo de aluminio que tiene tantos átomos como los que
existen en 2g de O2? Los datos de las masas molares son 27 g/mol para el Al y
32g/mol para el oxígeno molecular
3. en cada uno de los siguientes pares, qué sustancia contiene el mayor número de
átomos:
1 mol de Cl o 1 mol de Cl2
1 átomo de F o 1 molécula de flúor
53.4 g de Fe o 53.4 g de Cu
4. ¿Qué muestra tiene mayor masa?
1 mol de Fe o 1 mol de Mg
6.02x1022 átomos de Fe o 1 mol de Na
1 molecula de O2 o 1 átomo de O
5. el elemento mas abundante en el mar (sin contar H y O) es el cloro. Existen 19g de
este elemento en cada litro de agua de mar. Si el volumen de los océanos es
1.4x1021 litros,
calcula la masa de cloro en el mar
indica a cuántos moles de átomos corresponde.
CLASE 2
Balanceo de ecuaciones
Una ecuación química proporciona información cuantitativa cuando está balanceada
Reactivos
# de átomos
=
Productos
# de átomos
Na (s) + Cl2 (g)  NaCl (s)
2 Na (s) + Cl2 (g)  2 NaCl (s)
REGLAS (transformación de dióxido de carbono y agua para obtener glucosa más oxígeno)
1. Escribir correctamente las fórmulas tanto de reactivos como de
productos incluyendo el estado de agregación en el que se encuentran
CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)
2. Contar los átomos de cada elemento presentes en cada lado de la
flecha de rxn.
CO2 (g) + H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)
1C
6C
2H
12 H
3O
8O
3. Tratar de balancear el átomo o ion más abundante, pero que se
encuentre sólo en un reactivo y un producto, encontrando además el
mínimo común múltiplo entre los coeficientes obtenidos. (H)
CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)
4. Repetir el paso anterior con cada uno de los siguientes átomos.
Para balancear el C.
6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + O2 (g)
Finalmente, el oxígeno se balancea.
6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g)
2. Revisar que todos los átomos estén balanceados
6 CO2 (g) + 6 H2O (l)  C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g)
6C
12 H
18 O
6C
12 H
18 O
Tipos de reacciones
RXNs de Síntesis
Cuando 2 o más sustancias se combinan para formar un solo compuesto.
Ejemplo: oxidación del hierro.
4Fe (s) + 3O2 (g)  2Fe2O3 (s)
RXNs de Descomposición
Se da cuando 1 sustancia produce 2 o más sustancias más simples.
Ejemplo: descomposición de una sustancia en sus elementos, como la
electrolisis
2 H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g)
Los ácidos formados por la unión de 1 óxido
de no-metal y agua, se separan al calentarlos
en sus compuestos de origen.
H2SO4 (ac)  H2O (l) + SO2 (g)
http://www.youtube.com/watch?v=OTEX38bQ-2w
El hidróxido de calcio se descompone por calentamiento en cal viva y agua
Ca(OH)2 (s)  CaO (s) + H2O (l)
Calentamiento del clorato de potasio
2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g)
RXNs de Desplazamiento Simple
Cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto.
Mezclar un ácido fuerte con el zinc se sustituyen por Zn los Hs del ácido.
Zn (s) + 2 HCl (ac)  ZnCl2 + H2 (g)
Sustituir un halógeno por otro:
F2 (g) + 2 NaCl (ac)  Cl2 (g) + 2NaF (ac)
Un metal por otro que se encuentra combinado en una sal
Pb (s) + CuSO4 (ac)  PbSO4 + Cu (s)
RXNs de Doble Desplazamiento
Se llevan a cabo por lo general entre 2 compuestos iónicos disueltos en
agua, donde cada 1 de los cationes intercambia posición con el otro.
Comúnmente este tipo de reacciones se hacen evidentes por la formación
de una sal insoluble o precipitado.
NaCl (ac) + AgNO3 (ac)  NaNO3 (ac) + AgCl (s)
RXNs de Combustión
Son las rxn´s de combinación con el oxígeno que liberan energía térmica y
luminosa.
Algunos metales, como el Na o Mg
2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)
Al quemar una vela y en el motor de los automóviles, al quemarse la
gasolina (rxn´s de combustión de hidrocarburos con oxígeno).
2C8H18 (l) + 25 O2 (g)  16 CO2 (g) + 18 H2O (g)
RESUMEN
Tipo de RXN
Forma general
Explicación
De síntesis
A + B  AB
2 o más sustancias se combinan para
dar una más compleja
De Descomposición
AB  A + B
1 sustancia se descompone en 2 o más
sustancias más simples
De desplazamiento
simple
A + BC  AB + C
De doble desplazamiento
1 elemento reemplaza a otro en un
compuesto
AB + CD  AD + BC Entre 2 sustancias iónicas que
intercambian sus iones.
Balancea y Clasifica las siguientes reacciones:
a) Ni (s) + F2 (g)  NiF4 (l)
b) Fe (s) + H2O (g)  Fe2O3 (s) + H2 (g)
c) H3BO3 (s)  B2O3 (s) + H2O (l)
d) CH3OH (l) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)
e) B2O3 (s) + HF (ac)  BF3 (g) + H2O (l)
Reacciones ácido-base
ácidos
•Sabor agrio
•Reaccionan con algunos metales
como el Fe, Mg y Zn produciendo H2
•Descomponen los carbonatos y
bicarbonatos liberando CO2
bases
•Sabor amargo
•Al contacto con la piel se sienten
jabonosas.
Al poner en contacto 1 ácido con 1 base, las
propiedades de cada uno se pierden,
diciéndose que se NEUTRALIZAN
La definición más utilizada la propuso Bronsted en 1923, que se aplica
principalmente a las disoluciones acuosas.
ÁCIDO: es un donador de protones o iones hidrogeno
BASE: acepta protones.
HCl (ac) + H2O  H3O+(ac) + Cl- (ac)
HCl cede un protón al agua dando lugar al ion hidronio, H3O+ y lo mismo
sucede con el HNO3. el agua está aceptando 1 protón y sería una base.
NH3 (ac) + H2O  NH4+(ac) + OH- (ac)
La molécula de amoniaco se comportó como 1 base aceptando 1 protón
del agua. El agua aquí es 1 ácido.
Na2CO3 (ac) + H2O  2Na+(ac) + HCO3- (ac) + OH- (ac)
•Un ácido de Bronsted reacciona con el agua, le transfiere a ésta 1 protón, formando H3O+
•Una base de Bronsted reacciona con el agua,el agua cede un protón a la base originandose
un ion OH-.
Es una reacción de transferencia de protones.
“El agua es 1 sustancia anfotérica, que puede presentar
comportamiento como ácido o como base, según la naturaleza
de la especie química con la que reaccione”
Ácido + agua = H3O+
Base + agua = OH-
La rxn de 1 ácido con 1 base produce agua
OH- (ac) + H3O+  2H2O
Rxn´s de neutralización
HCl (ac) + NaOH (ac)  NaCl (ac) + H2O
NH3 (ac) + HNO3  NH4NO3 (ac)
En las rxns ácido-base se puede reconocer algunos tipos de reacciones presentadas anteriormente
La 1ra rxn puede clasificarse como de doble desplazamiento mientras que la 2da. Como de síntesis.
Identifica los ácidos, las bases y las sales en los reactivos y productos.
Clasifica también las reacciones.
HClO4 + KOH  KClO4 + H2O
H2SO4 + Na2CO3  Na2SO4 + H2CO3
NH3 + HF  NH4F
2HCl + Mg(OH)2  MgCl2 + 2H2O
Na2O + H2O  2NaOH
CO2 + H2O  HCO3- + H+
NaOH + CO2  NaHCO3
NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)
Reacciones de óxido-reducción
•Son aquellas en las que cambia el # de oxidación de por lo menos 2
átomos de los que participan en la rxn.
CuCl + FeCl3  CuCl2 + FeCl2
Reactivos = 1Cu y 1Cl
Productos= 1Cu y 2Cl
Cu pasó de +1 a +2
Fe pasó de +3 a +2
1 elemento se oxida cuando aumenta su # de
oxidación y se reduce cuando disminuye
•El Cu se oxida y el Fe se reduce.
Zn + CuCl2  ZnCl2 + Cu
el elemento que se oxida y cuyo # de oxidación aumenta,
pierde electrones, y el que se reduce disminuye el
#oxidación, gana electrones.
2Li + ½ O2  Li2O
2Al + 3/2 O2  Al2O3
El Metal al combinarse con el oxígeno aumenta su # de oxidación, se oxida,
mientras que el oxígeno al pasar de su forma elemental a la de ion óxido, su #
de oxidación va de o a -2 y se reduce.
“El metal perdió electrones y el oxígeno los ganó”
Asignación de números de oxidación
Regla 1. el # de oxidación de 1 elemento puro es cero. Hg, Na, O2, Fe, etc.
Regla 2. el # de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga. Cu+2 es +2,
S2- es -2.
Regla 3. Algunos elementos tienen el mismo # de oxidación en casi todos sus
compuestos y pueden servir como referencia para determinar los #s de oxidación
de otros elementos en los compuestos.
a) el hidrógeno es +1 a menos que esté combinado con 1 metal en un
hidruro, y sería -1
b) el Flúor es -1
c) el oxígeno es de -2 en casi todos los compuestos. En los peróxidos
existe un enlace O-O, es -1
d) En los compuestos binarios, los átomos del grupo 16 (O, S, Se, Te)
tienen un # de oxidación de -2, excepto cuando están combinados con
oxígeno o con halógenos.
e) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) tienen siempre ´# de
oxidación +1 y los alcalino-terreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) tienen +2
Regla 4. La suma de los #s de oxidación de los elementos en 1 compuesto neutro
es cero; la suma de los #s de oxidación para los elementos de 1 ion
poliatómico es igual a la carga del ion.
ACTIVIDAD
Asignación de números de oxidación.
a) SO2
b) SO32-
c) KMnO4
d) K2Cr2O7
Balanceo de rxns por el método del ion electrón
Balancear en medio ácido la rxn que nos muestre la oxidación de Fe+2 a Fe+3 y
la reducción del oxígeno del agua oxigenada,H2O2 al agua H2O
Paso 1. Escribir la ecuación no balanceada para la reacción en forma iónica.
Fe2+ + H2O2  Fe3+ + H2O
Paso 2. Separar la reacción en 2 medias reacciones:
oxidación: Fe2+  Fe3+
reducción: H2O2  H2O
esta última es 1 rxn de reducción ya que el oxígeno en el peróxido de hidrógeno
tiene un # de oxidación de -1 y en el agua de -2
Paso 3. Balancea los átomos diferentes a oxígeno e hidrógeno, si es necesario.
En este caso los átomos de Fe están balanceados, luego no se requiere ningún
balanceo.
Paso 4. Para rxns en 1 medio ácido, añade H2O para balancear los átomos de
oxígeno y H+´para balancear los átomos de hidrógeno. En este caso, la rxn de
reducción requiere el balanceo de 1 oxígeno, por lo cual añadimos un agua a la
derecha:
H2O2  2 H2O
Ahora equilibramos los hidrógenos, colocando 2H+ a la izquierda
Reducción: 2H+ + H2O2  2H2O
Paso 5. Añade electrones a cada lado de las 2 rxns para balancear las cargas.
La rxn de oxidación requiere de 1 e- a la derecha, de tal forma que la suma de
cargas siempre sea +2
oxidación: Fe2+  Fe3+ + eLa rxn de reducción requiere 2 e- a su izquierda, de tal forma que sea neutra su
carga en ambos lados:
reducción: 2e- + 2H+ + H2O2  2H2O
Paso 6. Iguala el # de e- que se transfieren en la rxn de oxidación y en la de
reducción, multiplicando una o las 2 medias rxns por los coeficientes apropiados.
En este caso basta multiplicar la rxn de oxidación por 2, para que los 2e- que
entran en la rxn de reducción salgan en la de oxidación.
oxidación: 2Fe2+  2Fe3+ + 2ereducción: 2e- + 2H+ + H2O2  2H2O
Paso 7. Ambas rxns pueden ahora sumarse, cancelándose los e-s en ambas.
Balancea lo que pueda restar por por inspección.
2Fe2+ + 2H+ + H2O2  2Fe3+ + 2H2O
La rxn debe haber quedado balanceada en cada uno de sus átomos, al igual que
en su carga.
Cuando el balanceo se desee llevar a cabo en medio
básico, el paso 4 debe plantearse de otra manera.
Balancear en medio básico la oxidación del ion yoduro (I-) por el ion permanganato
(MnO4-), para dar yodo molecular (I2) y óxido de manganeso (IV) MnO2
Paso 1. ecuación sin balancear
MnO4- + I-  MnO2 + I2
Paso 2. Las medias reacciones son:
oxidación: I-  I2
reducción: MnO4-  MnO2
El yoduro -1 se convierte en yodo elemental, con # de oxidación cero y el Mn del
permanganato pasa de +7 a +4 en el óxido.
Paso 3. Balancea los átomos de yodo
oxidación: 2I-  I2
Paso 4. balancear los oxígenos en la rxn de reducción, añadimos 2H2O a la
derecha y añadimos 4H+ a la izquierda:
Reducción: 4H+ + MnO4 -  MnO2 + 2H2O
Como la rxn tiene lugar en medio básico y hemos añadido 4H+ añadimos ahora
4OH- a ambos lados de la ecuación:
Reducción: 4H+ + 4OH- + MnO4-  MnO2 + 2H2O + 4OHCombinando ahora los H+ con los OH- para formar agua y llevando a cabo la
cancelación de aguas en ambos lados:
Reducción: 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OHPaso 5. Añadir 2 e- al lado derecho de la rxn de oxidación, para que la carga sea
en todo momento -2
oxidación: 2I-  I2 + 2eY añadir 3 e- a la rxn de reducción, para que su carga sea -4 en todo momento:
Reducción: 3e- + 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OHPaso 6. Iguala los e- cedidos por la rxn de oxidación con los requeridos por la de
reducción multiplicando la primera por 3 y la segunda por 2
oxidación: 6I-  3I2 + 6ereducción: 6e- + 4H2O + 2MnO4-  2MnO2 + 8OHPaso 7. Sumar las 2 rxns para obtener la respuesta final:
6I- + 4H2O + 2MnO4-  3I2 + 2MnO2 + 8OHDamos una revisión y verificamos que todos los átomos y las cargas esten
balanceadas.
TAREA
1.
balancea las siguientes reacciones por tanteos e indica a qué tipo de reacción pertenecen.
a) Fe (s) + O2 (g)  FeO (s)
b) Zn (s) + H2SO4 (ac)  Zn2SO4 (ac) + H2 (g)
c) N2 (g) + O2 (g)  NO (g)
d) C3H8 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (g)
e) Mg (s) + CrCl3 (ac)  MgCl2 (ac) + Cr (s)
f) KBr (ac) + AgNO3 (ac)  AgBr (s) + KNO3 (ac)
g) NaCl (s)  Na (l) + Cl2 (g)
h) Cu (s) + Pb(NO3)2 (ac)  Cu(NO3) (ac) + Pb (s)
2.
En un periodo de 1 semana observa 5 reacciones químicas diferentes que se lleven a cabo a tu
alrededor, anota cómo te diste cuenta de que en realidad ocurrían dichas reacciones.
3.
Traduce las siguientes frases a ecuaciones químicas balanceadas
a) cuatro moles de amoniaco gaseoso y siete moles de oxígeno molecular se unen para
formar seis moles de agua líquida y cuatro moles de óxido de nitrógeno (IV).
b) Un mol de sulfuro de hierro (II) sólido reacciona con dos moles de ácido clorhídrico
acuoso para formar un mol de cloruro de hierro (II) acuoso y un mol de ácido sulfhídrico,
que se desprende como gas
c) Dos moles de metanol líquido reaccionan con tres moles de oxígeno gas para formar dos
moles de dióxido de carbono y cuatro moles de agua
describe las siguientes ecuaciones en palabras
a) Cu (s) + Cl2 (g)  CuCl2 (s)
b) KBr (ac) + AgNO3 (ac)  AgBr (s) + KNO3 (ac)
4.
5.
6.
7.
asigna números de oxidación a cada elemento en los siguientes
compuestos:
a) Na2CO3
b) PCl5
c) POCl3
d) (NH4)NO3
balancea las siguientes ecuaciones redox por el método del ion
electrón:
a) Fe+2 + Cr2O7-2  Fe+3 + Cr+3 en medio ácido.
b) Cu + HNO3  Cu+2 + NO + H2O en disolución ácida.
c) S2O3-2 + I2  S4O6-2 + I- en disolución ácida
d) Mn+2 + H2O2  MnO2 + H2O en disolución básica
e) Bi(OH)3 + SnO2-2  SnO3-2 + Bi (en disolución básica)
completa cada una de las siguientes reacciones para que describan
una neutralización:
a) HNO3 +

b) KOH +

c) NH3 +

d) Na2CO3 +

e) H2SO4 +

CLASE 3
Fórmula mínima y fórmula molecular
•1 fórmula química expresa las proporciones relativas de los átomos que constituyen el
compuesto.
•1 Fórmula molecular expresa el # de átomos de c/elemento que forman 1 molécula del
compuesto. Se emplea solamente en el caso de que esté realmente constituido x moléculas.
•1 fórmula mínima es la reducción de 1 fórmula molecular a su mínima expresión entera.
Muchos Compuestos
Fórmula mínima = Fórmula molecular
Agua
Dióxido de carbono
Metanol
H2O
CO2
CH4O.
Amoniaco
Metano
NH3
CH4
En compuestos de carbono la fórmula molecular se escribe de manera
distinta para señalar el grupo funcional
Metanol
CH4O ó
CH3OH
es importante cuando se tienen compuestos con la misma fórmula
molecular pero distinto grupo funcional
Composición Elemental
La composición en masa o composición elemental es el porcentaje en masa de
cada elemento en 1 compuesto o en 1 especie química.
La fórmula molecular de la hidracina es N2H4.
Determina su composición elemental.
Suponemos 1 mol de compuesto y determinamos la masa molar del compuesto.
2(MN) + 4(MH) = 2(14.007) + 4 (1.008) = 32.046 g en 1 mol de compuesto
Calculamos la masa de c/1 de los elementos en el compuesto
mN= [2 moles de átomos de N]
14.007 g de N
= 28.014 g de N
1 mol de átomos de N
mH= [4 moles de átomos de H]
1.008 g de H
= 4.032 g de H
1 mol de átomos de H
La masa molar del compuesto es el 100% y con esto podemos calcular el % en
masa de N y de H
%N = 28.014g 100% de masa
32.046g
%H = 4.032g
= 87.42%
100% de masa = 12.58%
32.046g
Si calculamos el % en masa de la hidracina pero ahora utilizamos la
fórmula mínima (NH2), obtenemos lo siguiente:
(MN) + 2(MH) = (14.007) + 2 (1.008) = 16.023 g en 1 mol de fórmulas mínimas.
mN= [1 mol de átomos de N]
14.007 g de N
= 14.007 g de N
1 mol de átomos de N
mH= [2 moles de átomos de H]
1.008 g de H
= 2.016 g de H
1 mol de átomos de H
La masa total del compuesto ahora es 16.023 g y es el 100%
%N = 14.007g 100% de masa
16.023g
%H = 2.016g
= 87.42%
100% de masa = 12.58%
16.023g
COMPOSICIÓN ELEMENTAL
FÓRMULA MÍNIMA = FÓRMULA MOLECULAR
Razón básica: cociente entre
2 cantidades que están
relacionadas de alguna
manera.
2 moles de átomos de H
1 mol de moléculas de agua
Razón unitaria: cociente entre
2 cantidades que son
equivalentes.
6.02 x 1023 partículas
1 mol de partículas
Composición Elemental y fórmula mínima
•Se puede obtener la fórmula mínima a partir de la composición elemental.
El análisis elemental de 1 compuesto muestra que tiene 3.08% en masa de
hidrógeno (H), 31.61% en masa de fósforo (P) y 65.31% en masa de
oxígeno (O) = 100%
Para calcular la masa de c/elemento presente tenemos que tomar una
muestra del compuesto y conocer su masa. Supongamos que tenemos 100g
de compuesto.
Hidrógeno
3.08g
Fósforo
31.61g
Oxígeno
65.31g
100g
Calcular la cantidad de sustancia
nH= [3.08g de H] 1 mol de átomos de H = 3.055moles de átomos de H
1.008g de H
nP= [31.61g de P] 1 mol de átomos de P = 1.021moles de átomos de P
30.974g de P
nO= [3.08g de O] 1 mol de átomos de O = 4.082moles de átomos de O
15.999g de O
•Podríamos escribir la fórmula del compuesto como H3.055P1.021O4.082
dándonos la relación de los elementos presentes en el compuesto.
•Para obtener los subíndices como números enteros hay que dividir a todos
entre el # más pequeño.
H: 3.055 átomos de H = 2.99 átomos de H por cada átomo de P
1.021 átomos de P
P: 1.021 átomos de P = 1.00
1.021 átomos de P
O: 4.082 átomos de O = 3.99 átomos de O por cada átomo de P
1.021 átomos de P
H3PO4
ACTIVIDAD
a)1 muestra de 1 compuesto tiene 47.98% de Zn y 52.02% de Cl. Determina
la fórmula mínima
b) 1 muestra de 2.5g de 1 compuesto tiene 3.08% de H, 31.61% de P y
65.31% de O. Calcula la fórmula mínima.
c)El análisis elemental de 1 compuesto indica que se tiene 40.92% de C,
4.58% de H y 54.50% de O. Determina la fórmula mínima.
Composición Elemental y fórmula molecular
•La fórmula que se obtiene a partir del análisis elemental es siempre la fórmula
mínima.
•Para la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molar del compuesto y la
fórmula mínima que podemos calcular de la composición elemental.
•La masa molar de 1 compuesto tiene que ser un múltiplo entero de la masa molar
de su fórmula mínima.
La fórmula mínima de un compuesto es C3H4O3 y su masa molar es 176.12 g/mol.
Determina su fórmula molecular.
1. Determinar la masa molar de la fórmula mínima
3(12.011) + 4(1.008) + 3(15.999) = 88.062g/mol
2. Dividimos la masa molar del compuesto entre la masa molar de la fórmula
mínima.
176.12/88.062 = 1.999
3. La fórmula molecular es el doble de la fórmula mínima
C6H8O6
ACTIVIDAD
1 muestra de 5.7g de 1 compuesto tiene 85.62% de C y 14.38% de H. Su
masa molar es igual a 98.182g/mol. Determina la fórmula mínima y la
fórmula molecular del compuesto.
Otros cálculos con la composición elemental
•
•
A veces resulta importante conocer la masa de determinado elemento que se
puede obtener de 1 compuesto, sobretodo en la industria minera.
La calcopirita contiene principalmente Cu pero además contiene Fe y S. Su
fórmula química es CuFeS2. si de 1 mina se extraen 4.5x103 Kg del mineral
¿cómo saber cuánto Cu y cuánto Fe se puede extraer?
1. Con la fórmula del compuesto sabemos la proporción de Cu y Fe que
tenemos y podemos calcular el % en masa de estos elementos, por lo que
1ro calculamos la masa molar del compuesto:
(63.546) + (55.857) + 2(32.06) = 183.513g/mol
2. De esa masa total, 63.546g son de Cu y 55.847g son de Fe. Estas
cantidades representan los siguientes porcentajes:
%Cu = 63.546g 100% de masa = 34.63%
183.513g
%Fe = 55.847g 100% de masa = 30.43%
183.513g
3. Con estos datos y el valor de la masa de la muestra, tenemos lo que se
obtendrá de Cu y Fe
4.5 x 103Kg = 1.558 x 103 Kg
100%
Fe: 30.43% 4.5 x 103 Kg = 1.369 x 103 Kg
100%
Cu: 34.63%
ACTIVIDAD
1. La hematita es un mineral de Fe. Su fórmula química es Fe2O3. En una
mina se extraen 7.8 x 104 kg de mineral mensualmente. Calcula la
cantidad de Fe que se obtiene de la mina en 1 año.
2. Calcula la cantidad de pirolusita (MnO2) que se tiene que extraer de una
mina, si se quieren obtener 2.3 x 103kg de manganeso.
TAREA
Fórmula mínima y fórmula molecular
1. Determina la fórmula mínima del merthiolate, cuya composición
elemental es: 26.70% de C, 2.24% de H, 7.90% de O, 5.68% deNa, 7.92% de
S y 49.45% de Hg. Si la masa molar del merthiolate es igual a 404.82g/mol,
determina la fórmula molecular.
2. La cafeína es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra
de 7.8g de cafeína contiene 49.5% de C, 5.2% de H, 28.87% de N y 16.5%
de O. Determina su fórmula mínima y su fórmula molecular. La masa
molar de la cafeína es 194g/mol.
3. una muestra de 247g de uno de los componentes del esmog tiene 48.9g
de C, 6.2g de H, 28.6g de N y el resto es oxígeno. Determina la
composición elemental y la fórmula mínima del compuesto.
4. Determina las fórmulas mínimas de los compuestos que tienen la
composición elemental siguiente:
a) 1.65% de H, 19.68% de C y 78.66% de O
b) 55.26% de K, 14.59% de P, 30.15% de O
c) 33.88% de Cu, 14.94% de N, 51.18% de O
d) 43.3% de Na, 11.35% de C, 45.3% de O
e) 40.3% de C, 6.04% de H, 53.69% de O
Composición elemental
1. determina la composición elemental de los siguientes compuestos:
a) C6H6
b) K2SO4
c) CS2
d) Mg3N2
e) (NH2)2CO
2. El latón amarillo que se utiliza en la fabricación de herramientas es una
aleación formada por 67% de cobre y 33% de cinc. Calcula la cantidad en
gramos de cobre que contiene una herramienta de 100g hecha de latón
amarillo.
3. El acero inoxidable es una aleación formada por 80.6% de Fe, 0.4% de C,
18% de Cr y 1% de Ni. Calcula la cantidad en gramos de cada uno de
estos elementos que hay en un utensilio de acero inoxidable con masa de
50g.
4. La plata que se utiliza para la fabricación de anillos es una aleación
formada por 92.5% de Ag y 7.5% de Cu. Calcula la cantidad de plata que
contiene un anillo que tiene una masa de 10.5g.
CLASE 4
Cálculos estequiométricos
•Es importante saber cuánto se produce en 1 rxn química o qué cantidad de
reactivos se necesitan para obtener la cantidad deseada de productos.
•En la industria es necesario conocer cuánto se necesita y cuánto se produce de
determinados compuestos.
•Interpretar a la rxn química de manera cuantitativa con cantidades.
La estequiometría es el estudio cuantitativo de
los reactivos y los productos en 1 rxn química.
•La cantidad de reactivos y productos que participan en 1 rxn química se pueden
expresar en unidades de masa, volumen o cantidad de sustancia.
•Es mas conveniente utilizar la cantidad de sustancia.
•Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación, nos
permiten conocer la cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos,
o viceversa.
•Para poder trabajar con la ecuación química, definimos las razones
estequiométricas.
1 razón estequiométrica es un parámetro constante y
universal para cada par de participantes en la rxn y se
obtiene con el cociente entre 2 coeficientes estequiométricos
•Para obtenerlos hay que tener las ecuaciones químicas balanceadas.
2CO (g) + O2 (g)  2CO2 (g)
La razón estequiométrica entre el monóxido de carbono (CO) y el oxígeno (O2) es
2 moles de CO
1mol de O2
Esta razón indica las moles de monóxido de carbono que se requieren para
reaccionar con 1 mol de oxígeno.
•Para la misma rxn se pueden construir las razones estequiométricas siguientes. Esto
indica que se obtienen 2 moles de CO2 por 2 moles de CO, o por 1 mol de O2.
2 moles de CO
2 moles de CO2
1 mol de O2
2 moles de CO2
Lo mas importante para cualquier cálculo estequiométrico
es escribir la ecuación química correctamente balanceada
Para realizar cálculos estequiométricos se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea la rxn química:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)
2. Cuando sea necesario calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de las
sustancias cuyos datos estén dados en el problema. Supongamos que tenemos
4.5g de H2. calculamos la cantidad de sustancia de H2 con el empleo de su masa
molar:
nH2 = 4.5g de H2 1 mol de H2 = 2.232 moles de H2
2.016g de H2
3. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las sustancias
que deseas conocer. Para conocer cuánto oxígeno necesitamos y cuánta agua se
produce en la rxn:
nO2 = 2.232 moles de H2 1 mol de O2 = 1.116 moles de O2
2 moles de H2
nH2O = 2.232 moles de H2
2 moles de H2O
2 moles de H2
= 2.232 moles de H2O
4. Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias puedes
calcular la masa de las mismas. La masa molar del O2 es 31.998 g/mol y la del
H2O es 18.015 g/mol, con lo cual tenemos lo siguiente:
mO2 = 1.116 moles de O2
31.998 g de O2
1 mol de O2
mH2O = 2.232 moles de H2O
=
18.015g de H2O
1 mol de H2O
35.709g de O2
= 40.209g de H2O
Ahora sabemos que 4.5g de H2 necesitan 35.709g de O2 para reaccionar y producir
40.209g de H2O
TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Moles de
reactivos
Moles de
productos
Masa de
reactivos
Moles de
reactivos
Moles de
productos
Masa de
reactivos
Moles de
reactivos
Moles de
productos
Masa de
productos
EJEMPLO:
CaCO3(s)  CaO (s) + CO2(g)
CaO (s) + SO2 (g)  CaSO3 (s)
Se producen 160,000 toneladas de desperdicio sólido (CaSO3).¿cuánto SO2
se elimina y cuánto CaCO3 se necesita en este caso?
160,000 x 1000 = 1.6 x108 Kg
En gramos,
mCaSO3= 1.6 x108 Kg de CaSO3
1000g = 1.6 x1011 g de CaSO3
1kg
Para trabajar con la ecuación química, transformamos estos gramos en cantidad de
sustancia de CaSO3, haciendo uso de su masa molar.
nCaSO3 = 1.6 x 1011g de CaSO3
1 mol de CaSO3 = 1.33x109moles de CaSO3
120.137g de CaSO3
Con esta cantidad de sustancia CaSO3, se obtiene la cantidad de sustancia de SO2
y CaO
nSO2= 1.33x109 moles de CaSO3
1 mol de SO2
= 1.33x109 moles de SO2
1 mol de CaSO3
nCaO= 1.33x109 moles de CaSO3
1 mol de CaO
1 mol de CaSO3
= 1.33x109 moles de CaO
Como los coeficientes estequiométricos son iguales, la cantidad de sustancia de todos
ellos es la misma. El CaO proviene de la 1ra rxn.
CaCo3(s)  CaO (s) + CO2(g)
También aquí los coeficientes estequiométricos son iguales, lo que significa que la
cantidad de CaO proviene de la misma cantidad de sustancia de carbonato de calcio
(CaCO3). Los resultados hasta ahora son:
•Se producen 1.33x109 moles de CaSO3
•Con esto se eliminan 1.33x109 moles de SO2
•Para ello se necesitan 1.33x109 moles de CaO que provienen de 1.33x109 moles
de CaCO3
Estas cantidades de sustancia se pueden transformar en masas, con lo que
tendremos:
•Se producen 1.6x1011 g de CaSO3
•Con esto se eliminan 8.52x1010 g de SO2
•Para ello se necesitan 7.45x1010g de CaO que provienen
de 1.33x1011g de CaCO3
Masa que se requiere
CaO (s)
7.45 x 1010
SO2 (g)
8.52x1011
1.6x1011
Masa que se produce
Cantidad de sustancia
que se requiere
Cantidad de sustancia
que se produce
Mas ejemplos en el libro
CaSO3 (s)
1.33x109
1.33x109
1.33x109
TAREA
Cálculos estequiométricos
1. La ilmenita es un mineral de titanio. Su fórmula química es FeTiO3 .
Calcula la cantidad de titanio que se puede obtener de una mina, donde
diariamente se extraen 6360Kg de ilmenita.
2. ¿De que mineral se puede extraer más hierro a partir de una masa fija de
mineral, de la ilmenita (FeTiO3), de la cromita (Fe2Cr2O4) o de la magnetita
(Fe3O4)? Justifica tu respuesta.
3. ¿Cuánto mineral se necesita extraer de una mina, si se quieren obtener
2.5x106kg de plomo a partir de la galena (PbS)?
4. La reacción involucrada en el polvo para hornear (una mezcla de cremor
tártaro y bicarbonato de sodio) es la siguiente:
KHC4H4O6 + NaHCO3  KNaC4H4O6 + H2O + CO2
Cremor
bicarbonato
Tártaro
de sodio
Una receta indica que se añadan 2 cucharaditas (8g) de cremor tártaro.
¿Cuánto bicarbonato de sodio debe añadirse para que ambos materiales
reaccionen completamente?
5. el vidrio de cal y soda se emplea para hacer recipientes. El vidrio se
prepara fundiendo carbonato de sodio (Na2CO3), piedra caliza (CaCO3) y
arena (SiO2). La composición del vidrio resultante es variable, pero una
reacción generalmente aceptada es la siguiente:
Na2CO3 + CaCO3 + 6 SiO2  Na2O.CaO.6SiO2 + 2CO2
A partir de esta ecuación.¿Cuántos kilogramos de arena se requerirán para
producir el suficiente vidrio para obtener 5000 botellas, cada una ocn suna
masa de 400g?
6. Un empresario está interesado en comprar una mina para extraer cobre.
En su búsqueda encuentra dos opciones. La primera es una mina de
calcopirita (CuFeS2) cuyo precio es 3.5x106 pesos. La segunda es una mina
de malaquita (Cu2CO3(OH)2) que tiene un costo de 4.7x106 pesos. Si tú
fueras el empresario, ¿Cuál de las dos minas comprarías? Considera que
la cantidad diaria de mineral que se puede extraer de ambas minas es
equivalente
CLASE 5
Reactivo Limitante
•En la realidad, los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas.
•Usualmente 1 o varios de los reactivos están en mayor cantidad de la que se
requiere, por lo que al finalizar la rxn quedará un remanente de esos reactivos.
•Los reactivos limitantes son los que se terminan
durante la rxn química.
•Cuando los reactivos limitantes se acaban, la rxn
química no prosigue.
•Los reactivos en exceso son los que están en mayor
cantidad que la que se requiere para reaccionar con los
reactivos limitantes.
•De los reactivos en exceso, siempre quedará una
cierta cantidad al terminar la reacción.
En los cálculos estequiométricos que involucran la presencia de reactivos limitantes, lo
1ro que hay que hacer es decidir cuales son estos reactivos. Una vez determinados, el
resto del problema se resuelve como lo hemos hecho hasta ahora, todo con base en la
cantidad inicial de reactivos limitantes
Para determinar el reactivo limitante
•Calcula la cantidad de sustancia de cada reactivo
S(s) + 3F2 (g)  SF6
la ecuación indica que 1 mol de S reacciona con 3 moles de F para producir 1 mol de SF6.
si colocamos por ejemplo 30moles de S y 35 moles de F2, tenemos que determinar cual es
el reactivo limitante.
•Trabaja con las cantidades de sustancia de cada reactivo por separado y
calculamos la cantidad de productos que se obtienen a partir de cada 1 de
las cantidades iniciales de sustancia de los reactivos. Con S tenemos
30moles que producen
nSF6 = 30 moles de S 1 mol de SF6 = 30 moles de SF6
1 mol de S
Para el F2 tenemos 35 moles, lo que nos da
nSF6 = 35 moles de F2 1 mol de SF6 = 11.66 moles de SF6
3 moles de F2
•El reactivo cuya cantidad inicial produzca menos cantidad de producto
será el reactivo limitanto los demas serán reactivos en exceso.
reactivo limitante es el F2
Para hacer cálculos estequiométricos cuando hay reactivo limitante, puedes
seguir los siguientes pasos:
1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos, y balancea la
ecuación química.
2. Cuando sea necesario, calcula la cantidad de sustancia a partir de la masa de
las sustancias cuyos datos estén dados en el problema.
3. Identifica el reactivo limieante. Todos los cálculos se realizan con base en la
cantidad inicial del reactivo limitante
4. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de sustancia de
las sustancias que deseas conocer.
5. Con la cantidad de sustancia y las masas molares puedes calcular la masa de
las sustancias
6. Siempre analiza tu resultado y pregúntate si es razonable o no.
Se tiene la siguiente reacción
MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Al inicio se ponen a reaccionar 4.5g de MnO2 con 4g de HCl.
¿cuánto MnCl2, Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de
reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
1. Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos.
nMnO2 =4.5g de MnO2 1 mol de MnO2
= 0.0518moles de MnO2
86.936g de MnO2
nHCl = 4g de HCl 1 mol de HCl
= 0.1097 moles de HCl
36.461g de HCl
2. Ahora trabajamos con c/reactivo por separado utilizando la cantidad de
sustancia inicial para ver cuanto se puede obtener de producto.
nMnCl2 = 0.0518 moles de MnO2 1 mol de MnCl2
= 0.0518moles de MnCl2
1 mol de MnO2
nMnCl2 = 0.1097 moles de HCl 1 mol de MnCl2
4 moles de HCl
= 0.0274moles de MnCl2
HCl es el reactivo limitante
3. Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de
reactivo limitante (HCl). Transformar la cantidad de sustancia en gramos
nMnCl2 = 0.0274 moles de MnCl2 125.844g de MnCl2
1 mol de MnCl2
= 3.4481g de MnCl2
3.4481g de MnCl2 a partir de 4.5g de MnO2 y 4g de HCl se obtienen.
4. Con estos datos calculamos la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene de
la misma reacción.
nCl2 = 0.1097 moles de HCl
1 mol de Cl2
= 0.0274 moles de Cl2
4 moles de HCl
nH2O = 0.1097 moles de HCl 2 moles de H2O
4 moles de HCl
= 0.0548 moles de H2O
Transformando en gramos
mCl2 = 0.0274 moles de Cl2
70.906g de Cl2
1 mol de Cl2
nH2O = 0.10548 moles de H2O 18.015g de H2O
1 mol de H2O
= 1.9428g de Cl2
= 0.9872g de H2O
5. Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
Inicialmente teníamos 0.0518 moles de MnO2 y solo reaccionaron 0.0274
moles de MnO2
0.0518 – 0.0274 = 0.0244
mMnO2 = 0.0244 moles de MnO2
86.932 g de MnO2
1 mol de MnO2
MnO2
4HCl
Cantidad de sustancia inicial
0.0518
0.1097
reaccionan
0.0274
0.1097
Cantidad de sustancia que queda
después de la rxn
0.0244
0
Masa inicial
4.5g
4g
Masa que reacciona
2.382g
4g
Masa que queda despues de la rxn
2.1212g
0
= 2.1212g de MnO2
MnCl2
Cl2
2H2O
0.0274
0.0274
0.0548
3.448g
1.943g
0.987g
Rendimiento de 1 RXN
La cantidad de sustancia inicial de reactivo limitante nos permite predecir
la porción de productos que podemos obtener
El rendimiento teórico de la rxn representa la máxima
cantidad de producto que podemos obtener
En la práctica muchas veces hay pérdidas en el camino y se obtiene un
rendimiento experimental, el cual es la fracción de la cantidad esperada que
se obtiene realmente de la rxn.
Rendimiento experimental
100%
=
rendimiento teórico
% de rendimiento
El porcentaje de rendimiento describe la
proporción del rendimiento experimental
con respecto al rendimiento teórico.
En el ejemplo anterior calculamos la cantidad de MnCl2 que se obtiene
a partir de 0.11moles de HCl, de acuerdo a la siguiente rxn
MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Obtuvimos que se producen 3.4607g de MnCl2, a partir de 4.5g de
MnO2 y 4g de HCl. Durante un proceso se obtienen 3.06g de MnCl2.
Calcula el porcentaje de rendimiento de la rxn.
El rendimiento teórico es 3.4607g y el experimental 3.06g
3.06g
100% = 88.42%
3.4607g
Calcula la cantidad de MnCl2 que se obtiene si el porcentaje de
rendimiento durante un proceso es 90%
Rendimiento experimental
100% = 90%
3.4607g
Rendimiento experimental = 90% 3.4607g = 3.1146g
100%
http://www.youtube.com/watch?v=8o03HH1u9ZM
TAREA
Reactivo limitante
1. Explica porqué para determinar el reactivo limitante se tienen que
comparar cantidades de sustancia y no se pueden utilizar directamente
unidades de masa.
2. de acuerdo con la siguiente reacción:
Zn (s) + H2SO4 (ac)  Zn2SO4 (ac) + H2 (g)
¿que sucede si se hacen reaccionar 7g de Zn con 40g de H2SO4? ¿Ambas
sustancias reaccionan totalmente? De no ser así, ¿Cuál de las dos
sustancias reacciona totalmente? ¿Cuántos gramos de la otra permanecen
sin reaccionar?
Rendimiento
1. si al hacer reaccionar HCl con 6.54g de Zn puro se obtienen 0.080moles
de H2. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?
2HCl + Zn  ZnCl2 + H2
2. Suponga que 2g de C3H8 y 7g de O2 reaccionan para formar CO2 y H2O.
¿Cuántos gramos de CO2 se formarán?
CLASE 6
Unidades de Concentración
1 dilución es una mezcla homogénea en
donde 1 sustancia llamada soluto está
dispersa uniformemente en otra que se
conoce como disolvente. El soluto está
compuesto por partículas del tamaño de los
átomos a las moléculas
Porcentaje en masa ó peso
% en masa =
masa de soluto
masa de la disolución
x 100
Es el cociente de la masa de soluto dividida por la
masa de la disolución, multiplicada por 100
La masa de la disolución es la sumas de la masa de soluto más la masa de disolvente
Masa de disolución = masa de soluto + masa de disolvente
Porcentaje en Volúmen
A veces es más fácil medir volúmenes que masas.
El volumen de soluto en 100ml de disolución
% en volumen =
Volumen de soluto
volumen de la disolución
x 100
Es el cociente del volumen del soluto dividido por el
de la disolución y multiplicado por 100
Concentración MOLAR
Molaridad (M) = cantidad de sustancia de soluto
1 litro de disolución
(M) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se
encuentra presente en 1 litro de disolución. (mol/L)
C=n/V
C=concentración molar
N= moles
V= volumen
1 disolución 0.45M contiene 0.45 moles
en 1 L de disolución
Concentración MOLAL
Molalidad (m) =
moles de soluto
1 kg de disolvente
(m) Indica la cantidad de sustancia de soluto que se
encuentra presente en 1 kilogramo de disolvente.
(mol/kg)= moles por kilo
C=n/mdis
C=concentración molal
n= moles
mdis= masa de disolvente
1 disolución 0.45m contiene 0.45 moles
en 1kg de disolvente
Diluciones
Diluir es agregar más disolvente a una disolución. Esto
siempre implica reducir la concentración de la disolución.
Estequiometría de RXNs en dilución
YA ESTUDIAMOS TRES TIPOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
MASA Y MOLES
•Con las diluciones tenemos un nuevo estilo de cálculo estequiométrico,
el que parte de unidades de concentración.
•Al conocer la concentración de 1 disolución se puede calcular la
cantidad de sustancia que contiene (# de moles de soluto)
•El soluto es el que reacciona, por lo que es necesario tener la cantidad
de sustancia del soluto para realizar los cálculos estequiométricos.
1. Escribe las fórmulas correctas de reactivos y productos y balancea
2. Calcula la cantidad de sustancia inicial a partir de la concentración de las
diluciones si es necesario.
3. Identifica al reactivo limitante y hacer cálculos en base a este.
4. Utiliza las razones estequiométricas para calcular la cantidad de las
sustancias que deseas conocer
5. Con la cantidad de sustancia y las masas molares de las sustancias
puedes calcular la masa de las mismas
6. Siempre analiza tu resultado.
Unidades de Concentración.
TAREA
1. Calcula el porciento en masa del soluto en cada una de las siguientes
disoluciones: a) 3.5g de KBr en 152g de agua; b) 6.25g de HCl en 73g de
disolución; c) 30g de benceno en 100g de tolueno; d) 7.1g de NaCl y 6.8g
de KCl en 750g de agua.
2. Calcula la cantidad de cloruro de cobre (CuCl2) que tienes que agregarle
a 250g de agua para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5%
en masa.
3. Calcula el porcentaje en volumen de una disolución preparada
disolviendo 200mL de bromo (Br2) en tetracloruro de carbono hasta tener
450ml de disolución.
4. Calcula la cantidad de agua que tienes que agregarle a 26mL de etanol
para obtener una disolución cuya concentración sea 1.5% en volumen.
5. La tintura de yodo que se utiliza como desinfectante es una mezcla de
0.1g de I2 y 10mL de etanol. Calcula la concentración de esta disolución
en porciento en masa, molaridad y molalidad. La densidad del etanol es
0.798g/ml.
6. Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones: a) 15.3g de urea
[(NH2)2CO] en 530mL de agua; b) 3.5g de propanol (C3H8O) en 735g de
agua; c) 2 moles de cloruro de magnesio (MgCl2) en 3200g de agua; d)
0.01moles de sucrosa (C12H22O11) en 250mL de agua.
7. Calcula la molalidad de: a) una disolución acuosa de KCl cuya
concentración es 55.3% en masa; b) una disolución acuosa 2.5M de NaCl
cuya densidad es 1.08g/mL; c) una disolución de tolueno (C7H8) en
benceno(C6H6), cuya concentración es 3% en masa; d) una disolución
acuosa 1.2M de azúcar cuya densidad es 1.12g/mL.
8. El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad igual a 1.83g/mL y
contiene 98% en masa de H2SO4. Calcula el porciento en masa, el
porciento en volumen, la molaridad y la molalidad de 10mL de ácido
sulfúrico concentrado.
9. A partir de una disolución 1.5M de HCl, explica cómo se pueden preparar
250mililitros de una disolución 0.4M.
10. Se tiene una muestra de 12.5L de una disolución cuya concentración es
5.5M. La muestra se divide en 5 porciones, una de 3L, la segunda de
2.750L, la tercera de 250mL, la cuarta de 6L y la quinta de 500mL. Calcula
el número de moles de soluto que hay en cada porción.
11. Se tienen 2.5L de una disolución cuya concentración es 0.25M. La
disolución se divide en 3 porciones que contienen 0.4, 0.2 y 0.025 moles
respectivamente. Calcula la cantidad de mililitros de cada porción.
Estequiometría de reacciones en disolución
1. Se mezclan 1.5mL de una disolución 3M de NaOH, con 2.5mL de una
disolución 2M de HCl. La reacción que se lleva a cabo es la siguiente:
NaOH + HCl  NaCl + H2O
Determina cuántos gramos de cloruro de sodio (NaCl) se producen y en
caso necesario, indica la cantidad de reactivo en exceso que queda sin
reaccionar.
2. Una estudiante añadió una disolución de Na2SO4 a 100mL de una
disolución de BaCl2 hasta que la precipitación de BaSO4 fue completa.
Ella filtró, secó y pesó el precipitado, obteniendo una masa de 6.815g.
¿Cuál era la concentración de BaCl2 en la disolución original?
3. Se requirieron 23.6mL de H2SO4 2M para titular 25mL de una disolución
de KOH. ¿Cuál era la concentración del álcali?
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Unidad 2. Cantidad de Sustancia