1 Estequiometra Qumica 1 S Grado Biologa G

1. Estequiometría Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría

Contenidos • Reacciones químicas y ecuaciones químicas – Mezclas y sustancias puras; compuestos y elementos; moléculas y átomos; iones – Reacciones químicas; estequiometría; ecuaciones químicas • Ajustes de ecuaciones químicas – Reacciones sencillas • Reactivo limitante • Rendimiento de las reacciones químicas Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 2

Bibliografía recomendada • Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 1. 3, 1. 4, 4. 1, 4. 2, 4. 4, 4. 5 Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 3

Reacciones químicas y ecuaciones químicas Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría

Clasificación de la materia hasta el nivel atómico Materia ¿puede separarse por un proceso físico? SÍ NO Mezcla Sustancia ¿es homogénea? ¿puede descomponerse por un proceso químico? SÍ Disolución de glucosa 0, 83 M NO SÍ Mezcla heterogénea Leche Sangre (suspensiones) Compuesto NO Elemento H 2 O (l) H 2 (g) C 6 H 12 O 6 (s) O 2 (g) C (s) [Lectura: Petrucci 1. 4] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 5

Clasificación de la materia hasta el nivel atómico • Mezcla (Ej. mezcla gaseosa de O 2 y H 2) – – – Formada por sustancias (compuestos o elementos) Se pueden separar por procedimientos físicos Su composición -proporción de las sustancias que la componen- puede variar – Sus propiedades físicas se relacionan con las de las sustancias que la componen • Sustancia (Ej. H 2 O en estado líquido) – Formada por moléculas iguales –en algunos casos por átomos, p. ej. C, Fe, Au-. • Cada molécula está formada por átomos – Su composición –proporción de los átomos que la componen- es fija • Determinada por números enteros (fórmula molecular) – Cada sustancia (compuesto o elemento) tiene unas propiedades físicas únicas • Independientes de las de sus componentes –atomos-. • Útiles para su identificación (análisis). [Lectura: Petrucci 1. 4] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 6

Reacciones químicas Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 7

Reacciones químicas • Dos o más moléculas distintas pueden intercambiar algunos de sus átomos y dar lugar a nuevas moléculas • Reacción química – Proceso por el que un conjunto de sustancias -reactivos- se transforma en otro conjunto de sustancias –productos. – Transcurre normalmente con cambios notables de las propiedades físicas • cambio de color; formación de precipitado; desprendimiento de gas; desprendimiento o absorción de calor • En caso contrario hay que hacer análisis químico para saber si ha tenido lugar una reacción química Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 8

Reacciones químicas y ecuaciones químicas mezcla gaseosa de O 2 y H 2 chispa H 2 O en estado líquido 1) Reactivos y productos: Cada molécula de O 2 reacciona con dos moléculas de H 2 2) Conservación de los átomos: coeficientes estequiométricos [Lectura: Petrucci 4. 1] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 9

Ecuaciones químicas: estequiometría • Interpretación en términos atómico-moleculares (microscópicos) – Las moléculas de reactivos reaccionan entre sí, en la proporción indicada por los coeficientes estequiométricos de la izquierda • Intercambian átomos -en uno o en varios pasos- y generan los productos – La proporción de moléculas de productos generadas a partir de moléculas de reactivos también es la indicada por los coeficientes estequiométricos – Sólo se indica el resultado global de la reacción • Si la reacción tiene lugar en varios pasos (mecanismo de la reacción), las moléculas que se generan temporalmente para ser consumidos inmediatamente (intermedios de reacción) no se indican Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 10

Ecuaciones químicas: estequiometría • Interpretación en términos molares (macroscópicos) – Un mol de dos sustancias cualesquiera contiene el mismo número de moléculas de cada sustancia –por definición de mol-. • NA, el número de Avogadro, 6, 0221418 x 1023 moléculas/mol • P. ej. , 2, 016 g de H 2 y 32, 00 g de O 2 tienen el mismo número de moléculas con cuatro cifras significativas (6, 022 x 10 23 moléculas) – Las cantidades macroscópicas de reactivos que reaccionan entre sí guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles – Las cantidades macroscópicas de productos que se generan a partir de los reactivos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, si se expresan en moles Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 11

Ecuaciones químicas: estequiometría • ¿Con cuántos moles de H 2 reaccionan 2, 40 moles de O 2? ¿Cuántos moles de H 2 O producen? Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 12

Ecuaciones químicas: estequiometría • ¿Con cuántos gramos de H 2 reaccionan 38, 4 gramos de O 2? ¿Cuántos gramos de H 2 O producen? [Masas atómicas: H 1, 008; O 16, 00] [Recomendación: Petrucci ejemplos 4. 3 -4. 5] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 [Prob. 1. 3] 1. Estequiometría 13

Ajustes de ecuaciones químicas Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría

Ajustes de ecuaciones químicas simples • Procedimiento de tanteo – Si un elemento aparece en un solo compuesto en cada lado, se ajustan los coeficientes de dichos compuestos los primeros – Si un reactivo o producto es un elemento libre, se ajusta en último lugar – Los demás coeficientes se van adaptado, por tanteo, al resultado del primer paso – Pueden usarse coeficientes fraccionarios; al final pueden convertirse todos en enteros por multiplicación por un factor común 1. C aparece en un solo compuesto en cada lado: 2. H aparece en un solo compuesto en cada lado: 3. Como consecuencia de 1+2: 4. O aparece como elemento libre y lo ajustamos el último [Lectura: Petrucci 4. 1] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 15

Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo: Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 16

Ajustes de ecuaciones químicas simples Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa [Recomendación: Petrucci ejemplos 4. 1, 4. 2] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 17

Ajustes de reacciones redox • Reacciones entre especies cargadas: Además del balance de materia hay que tener en cuenta el balance de carga – Se verán en el Tema 9. Reacciones de oxidación-reducción. Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 18

Reactivo limitante Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría

Reactivo limitante • En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2, 40 mol de O 2 y 4, 00 mol de H 2. Se hace saltar una chispa y se produce la reacción de formación de H 2 O indicada más arriba. – – – ¿Cuántos moles de de de O 2 reaccionan? H 2 O se forman? 1) 2, 40 mol O 2 podrían reaccionar con 4, 80 mol H 2, pero sólo hay presentes 4, 00 mol H 2; luego se quedará O 2 sobrante sin reaccionar. 2) 4, 00 mol H 2 pueden reaccionar con 2, 00 mol O 2; como hay presentes 2, 40 mol O 2, quedaran 0, 40 mol O 2 sobrantes sin reaccionar. 3) 4, 00 mol H 2 reaccionan con 2, 00 mol O 2 y producen 4, 00 mol H 2 O. 4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H 2, se producen 4, 00 mol H 2 O y quedan presentes sin reaccionar 0, 40 mol O 2. El H 2 actúa de “reactivo limitante” Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 20

Reactivo limitante Los coeficientes estequiométricos de la ecuación química indican las proporciones de moles de reactivos que pueden reaccionar y las proporciones molares de productos que se formarán. • • Cuando se prepara una mezcla de reactivos de modo que los moles de los mismos guardan la misma proporción que los coeficientes estequiométricos, se dice que es una mezcla estequiométrica, o que los reactivos están en proporciones estequiométricas. – En este caso, todos los reactivos presentes se consumen completamente en la reacción. Ej. 2, 40 mol O 2 y 4, 80 mol H 2 Normalmente se ponen a reaccionar mezclas no estequiométricas. – En estos casos, el reactivo que está presente en menor proporción (respecto a la estequiométrica) se consume totalmente en la reacción y determina las cantidades que se consumen de los otros reactivos y las que se forman de productos. – Se le denomina reactivo limitante. – Del resto de reactivos decimos que están en exceso. Ej. 2, 40 mol O 2 y 4, 00 mol H 2; reactivo limitante: H 2 [Lectura: Petrucci 4. 4] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 21

Reactivo limitante Ejemplo: Con el objeto de determinar el valor energético de la glucosa, se realiza un experimento de combustión completa de la misma. Se preparan 2, 30 g de glucosa y 2, 30 g de oxígeno. ¿Cuánta glucosa y cuánto oxígeno se espera que reaccionen? ¿Cuál es el reactivo limitante? [Masas atómicas: H 1, 008; C 12, 01; O 16, 00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción 2) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente 3) Concluimos: Reaccionarán 2, 15 g glucosa y los 2, 30 g O 2; el reactivo limitante es el O 2 [Recomendación: Petrucci ejemplos 4. 12, 4. 13] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 [Prob. 1. 5] 1. Estequiometría 22

Rendimiento Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría

Rendimiento de las reacciones químicas En el transcurso real de una reacción química suele haber factores que hacen que se obtenga una cantidad de productos menor que la correspondiente a la estequiometría de la reacción. P. ej. , la existencia de otras reacciones secundarias competitivas que generan subproductos. • Rendimiento teórico (de un producto): es la cantidad de ese producto que se espera obtener, por la estequiometría de la reacción, a partir de unas cantidades dadas de reactivos. – • Rendimiento real (de un producto): es la cantidad de ese producto que se obtiene realmente a partir de unas cantidades dadas de reactivos. – • depende de las cantidades de reactivos de que se parta Rendimiento porcentual, o rendimiento – – (de un producto): Es independiente de las cantidades de reactivos de que se parta Una reacción con rendimiento ~100% se dice que es cuantitativa y se puede utilizar para realizar análisis químicos cuantitativos [Lectura: Petrucci 4. 5] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 24

Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: La urea, CO(NH 2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3: 1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47, 7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1, 008; C 12, 01; N 14, 01; O 16, 00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción 2) Determinamos el reactivo limitante La proporción estequiométrica NH 3/CO 2 es 2: 1. Si se prepara una mezcla de proporción molar 3: 1, hay exceso de NH 3 y el reactivo limitante es el CO 2, que es quien determina la cantidad de urea que se puede producir. 3) Calculamos el rendimiento teórico como la cantidad de urea que se puede producir a partir de la cantidad de CO 2 utilizada Rendimiento teórico (de urea): 60, 06 g Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 25

Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: La urea, CO(NH 2)2, se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3: 1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47, 7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1, 008; C 12, 01; N 14, 01; O 16, 00] 4) Determinamos el rendimiento real como la cantidad de urea realmente producida a partir de la cantidad de CO 2 utilizada Rendimiento real (de urea): 47, 7 g 5) Calculamos el rendimiento porcentual Rendimiento porcentual (de urea): 79, 4% Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 1. Estequiometría 26

Rendimiento de las reacciones químicas Ejemplo: Si la síntesis industrial de urea a partir de amoniaco y dióxido de carbono tiene un rendimiento del 79, 4%, ¿qué masas de amoniaco y de dióxido de carbono se consumen para producir 1000 kg de urea? 1) Calculamos la cantidad de urea que se produciría si el rendimiento fuese del 100% 2) Calculamos las cantidades de reactivos necesarias para producir esa urea; utilizamos la estequiometría de la reacción global ajustada y las masas atómicas (ejemplo anterior) [Recomendación: Petrucci ejemplos 4. 14, 4. 15] Química (1 S, Grado Biología, G 12) UAM 2009/10 [Prob. 1. 6] 1. Estequiometría 27