CANTIDADES QUMICAS Fuente Archivos de departamento Qumica 1

CANTIDADES QUÍMICAS Fuente: Archivos de departamento / Química 1 Medio Ed. Santillana 2018

¿POR QUÉ «CONTAR» LA MATERIA? En la vida diaria contamos la materia para facilitarnos las transacciones (compras por ejemplo de pan, verduras, etc. ); también para realizar trabajos de construcción (cemento, ripio, arena, maderas, etc. ) y para el tratamiento de enfermedades como designar la cantidad de medicamento que debemos consumir. Antiguamente las medidas que se empleaban eran poco exactas ya que los instrumentos de medida (balanzas) también lo eran.

ALGUNOS TIPOS DE BALANZAS Balanza antigua. S. XVII Balanzas analíticas de laboratorio Balanza Romana S. III Balanza digital actual

Hoy en día las balanzas son mucho más precisas y exactas que antes, de manera que el cálculo de cantidades puede hacerse mejor. En química, se produce la dificultad de que es imposible contar por ejemplo átomos y moléculas, debido a lo pequeño de su tamaño. Es por eso que se emplean medidas en las que se agrupan cantidades exactas de dichos átomos.

MIDIENDO EN QUÍMICA El estudio de las cantidades químicas y de las reacciones asociadas a éstas, se conoce como estequiometría. A partir de la estequiometria es posible conocer la cantidad de reactante necesaria para obtener cierta cantidad de producto. Antes de introducir los conceptos necesarios para realizar éstos cálculos, recordemos algunas nociones que se deducen de las fórmulas químicas.

APLICA Sustancia Agua Oxígeno gaseoso Óxido de hierro III Hipoclorito de sodio Nitrogeno gaseoso Fórmula química Una molécula contiene H 2 O 2 átomos de H 1 átomo de O

¿Cuántos huevos ves en la figura? ¿Cuántas paltas se observan? ¿Cuántos cristales de azúcar hay en una cuchara?

MAGNITUDES ATÓMICAS Debido al pequeño tamaño de los cristales de azúcar, se nos hace más difícil “contarlos” uno a uno. Lo mismo sucede con los átomos y moléculas, debido a su pequeño tamaño, se utiliza un valor tan grande que pueda abarcar una cantidad especifica de átomos. Por ello se emplean magnitudes atómicas.

A partir de la investigación sobre los átomos y su composición se pudo saber que la masa de los átomos se concentra mayormente en su núcleo y que éste esta formado por protones y neutrones (básicamente). Y si ya es difícil contar la masa de un conjunto de átomos, mucho más es sumar la masa de todas sus partículas (protones y neutrones) Para poder medir la masa de un átomo, los químicos crearon la unidad de masa atómica (uma).

¿QUÉ ES EL UMA? Un uma corresponde a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 En el Sistema Internaciones de Unidades (SI) 1 uma 1, 6606 x 10 – 27 kg Entonces, ¿Por qué la tabla periódica tiene valores decimales para la masa atómica?

Los elementos químicos existen en la naturaleza como mezclas de isotopos, es decir, elementos con igual cantidad de protones pero diferente cantidad de neutrones. Por ello en las tablas periódicas aparecen valores aproximados de masa atómica que se obtienen al promediar las masas de todas las formas en que ese elemento se encuentra. Por ejemplo, los isotopos del N son N-14 (99, 63%) y N 15 (0, 37%). Usaremos las masas de la tabla con aproximación a un decimal.

CANTIDAD DE MATERIA Si va a comprar una docena de panes ¿Cuántos panes compra? Si le piden 1 kg de pan, ¿Es lo mismo que comprar 1 docena? ¿Por qué? Analizando el caso anterior, se deduce que la cantidad de materia no es lo mismo que la masa. Medimos la masa con balanzas, mientras que cantidad se cuenta por unidad. En química la cantidad de materia se llama MOL

Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas o iones, como átomos hay en 0, 0012 kg de carbono-12. Para contar partículas de materia, lo que se hace es relacionar una cantidad de materia con una unidad de masa. El número de partículas de un mol de cualquier sustancia es 6, 02 x 1023 y esto se conoce como número de Avogadro (NA) en honor a quién lo propuso.

CALCULANDO MOLES Primero establezcamos las siguientes relaciones: 1 mol de O 6, 02 x 1023 1 mol de O 2 6, 02 x 1023 moléculas, 2 x 6, 02 x 1023 átomos de O 1 mol de C 6, 02 x 1023 1 mol de CO 2 6, 02 x 1023 Además existe una fórmula para determinar la cantidad de mol que habrá en cierta cantidad de masa. Mol (n) = masa (gramos) masa molar (g/mol)

CALCULANDO MASAS ATÓMICAS Y MOLARES La masa molar es aquella que contiene exactamente 1 mol de átomos, moléculas u otras partículas, expresada en gramos. Para un elemento, su masa molar es la misma que la masa atómica. Para un compuesto, su masa molar resulta al sumar las masas atómicas de sus elementos.

POR EJEMPLO.

VOLUMEN MOLAR En el caso de los gases, es más difícil medir la masa, por lo tanto, la cantidad mol se asocia con un volumen. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales (C. N. P. T), siempre ocupa 22, 4 L. 1 mol 22, 4 L Por ejemplo:

APLICA Sustancia /fórmula química Cl O 2 Cu 2 S Al 2(SO 4)3 Cantidad de Masa en átomos gramos según fórmula Masa molar o atómica Moles Cantidad de átomos totales

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS Una reacción química balanceada entrega varias relaciones cuantitativas entre las sustancias participantes. Todo cálculo o relación cuantitativa entre reactantes y productos, se conocen como cálculos estequiometricos. Estos cálculos son fundamentales tanto para industria química, la medicina y a veces también en la vida diaria (como por ejemplo cuando seguimos una receta).

¿QUÉ INFORMACIÓN NOS ENTREGA UNA REACCIÓN QUÍMICA? Indica las moléculas que hay en cada reactante y producto. Señala la cantidad de materia que hay en cada reactante y producto. Indica la masa que hay en cada reactante y producto. Señala si se cumple la ley de conservación de la masa. Solo en el caso de sustancias gaseosas se indica el volumen que hay en cada reactante y producto.

EJEMPLO: ¿Qué información se desprende de la ecuación balanceada? KCl. O 3 → KCl + O 2 Moles: Moléculas:

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS Para aplicar estos cálculos es necesario distinguir el reactivo limitante y el reactivo en exceso. Un reactivo se considera limitante cuando se consume por completo en la reacción química, y por lo tanto indica lo máximo que puede producirse al reaccionar. Veamos un ejemplo para entenderlo. Si se tienen 4 panes y 2 láminas de queso, sin fraccionar el queso en partes pequeñas, ¿Cuántos panes con queso pueden hacerse?

DISTINGUIENDO LIMITANTE Y EXCEDENTE En el ejemplo anterior, el reactivo limitante era el queso y en cambio el reactivo en exceso era el pan. Veamos en una reacción química: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Si para la anterior, se hacen reaccionar 8 moles de Fe con 9 moles de O 2; ¿Podríamos decir que el reactivo limitante es el Fe? ¿Cómo comprobarlo? Para eso podemos seguir una serie de pasos que se describen a continuación:

PASOS PARA DESARROLLAR LA ESTEQUIOMETRIA. En la reacción propuesta: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Si se hacen reaccionar 8 moles de Fe con 9 moles de O 2; ¿Cuántos moles y gramos de producto se pueden obtener como máximo? [Dato: masas molares: Fe = 56 g/mol; O 2 = 32 g/mol; Fe 2 O 3 = 160 g/mol]. Paso 1: Verificar el balance de la reacción. Cantidades en reactantes: Fe = 4 mol -- O = 3 mol Cantidades en productos: Fe = 4 mol -- O = 3 mol

Paso 2: Identificar el reactivo limitante y el reactivo en exceso. Se considera los moles de cada reactante (si no aparecen los datos en moles, entonces hay que calcularlo considerando la fórmula de mol). Cada mol de reactante se debe dividir con el coeficiente estequiometrico respectivo, aquel que entregue un valor más pequeño será el limitante. En el ejemplo, sería: Fe = 8 [mol] : 4 [coef. Est. ]= 2 O 2 = 9 [mol] : 3 [coef. Est. ] = 3 El reactivo limitante es el Fe y el O 2 es excedente.

Paso 3: Se establecen equivalencias entre el reactivo limitante y aquello que se está preguntando. En el ejemplo, sería: 4 Fe 2 Fe 2 O 3 Por cada 4 [mol/moléculas] de Fe, se obtienen 2 [mol/moléculas de Fe 2 O 3]. Entonces, si se tienen: 8 mol Fe X mol de Fe 2 O 3 Quedaría así: [8 * 2] : 4 = 4 mol de Fe 2 O 3

Paso 4: Convertir las unidades si hace falta. En el ejemplo, se pregunta además por gramos, así que basta convertir los moles anteriores en gramos usando la fórmula para ello. En nuestro ejemplo: mol = gramos / masa molar. 4 moles de Fe 2 O 3 = X gramos / 160 g/mol X gramos = 4 moles * 160 g/mol X gramos = 640 [de Fe 2 O 3] Respuesta: se obtienen 4 moles y 640 gramos de producto.

EJERCICIO RESUELTO Calcula la masa de Cu 2 S que se obtiene cuando 9, 90 gramos de Cu. Cl reaccionan con un exceso de H 2 S. MM Cu. Cl = 99 g/mol Cu 2 S= 158 g/mol Cu. Cl + H 2 S Cu 2 S + HCl Primero debemos equilibrar la ecuación. 2 Cu. Cl + H 2 S Cu 2 S + 2 HCl Si me dicen que el H 2 S está en exceso, el Cu. Cl será mi Reactivo limitante, y con este reactivo deberemos hacer todas las relaciones ya que será quien nos limite la reacción. Tenemos los gramos de Cu. Cl por lo que podemos calcular los moles que tenemos de esta especie: Recuerda que mol = gramos/ MM n = 9, 90 g = 0, 1 mol de Cu. Cl 99 9 g/mol

De acuerdo a la ecuación balanceada decimos: 2 moles de Cu. Cl 0, 1 mol Cu. Cl 1 mol de Cu 2 S x= 0, 05 moles de Cu 2 S Sabemos que mol = gramos/ MM, si despejamos los gramos nos queda: g= mol * MM g= 0, 05 mol * 158 g/mol= 7, 9 gramos de Cu 2 S

ACTIVIDAD Resuelve los siguientes ejercicios: 1. - Una muestra de 15, 6 gramos de C 6 H 6 se mezcla con exceso de HNO 3. ¿Cuántos gramos de C 6 H 5 NO 2 se producen? C 6 H 6 + HNO 3 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O 2. - En la siguiente reacción: Ca. O (s) + CO 2 (g) Ca. CO 3 (s) ¿Cuántos gramos de Ca. O se requieren para producir 0, 30 moles de Ca. CO 3?