Capitulo 5: Reacciones químicas · Capitulo 5: Reacciones químicas! Nomenclatura quimica de comp....

Ing. Virginia Estebané 1

Capitulo 5: Reacciones químicas! Nomenclatura quimica de comp. Inorgánicos! Ecuaciones químicas! Patrones de reactividad química! Tendencias de grupos de metales activos! Tendencias de grupos de no metales activos! Concepto del mol, masa atómica y peso atómico.! Fórmula empírica o mínima! Determinación de la masa de sus componentes en

una reacción química.


Nombre de los compuestos inorgánicos

! Para obtener información de una sustancia es necesario conocer su fórmula y nombre.

! La asignación de nombres a las sustancias se denomina nomenclatura química.

! La nomenclatura química se apoya en reglas basadas en la división de las sustancias en diferentes categorias.

! La división principal es entre compuestos orgánicos e inorgánicos.


Nombre de los compuestos inorgánicos (continuacíon)! Los compuestos orgánicos contienen carbono, por

lo regular en combinación con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno o azufre.

! Los demás compuestos se denominan inorgánicos.

! Consideraremos las reglas para nombrar compuestos inorgánicos en tres categorías : compuestos iónicos, compuestos moleculares y ácidos.


Nombre y fórmulas de compuestos iónicos! Recuerde que los compuestos iónicos por

lo regular consisten en combinaciones químicas de metales y no metales.

! Los metales forman los iones positivos(cationes), y los no metales los negativos(aniones).


Nomenclatura de Compuestos ionicos binarios

Nomenclatura de Compuestos ionicos binarios

1. Catión monoatomico que no tiene carga variable ((tipotipo I)I) : Se menciona solamente el nombre del elemento. Ej : Zn2+=Cinc Los iones metálicos que no tienen carga variable son los iones del grupo 1A, 2A, Al 3+, Ag+, Zn+2

2.- Catión monoatómico que tiene carga variable (tipo II): En el nombredel metal use número romano en un paréntesis para indicar la carga. Ej: Fe 2+= ion fierro (II) o ion ferroso,

Fe 3+ = ion fierro (III) o ion férrico3. Anión monoátomico: Se menciona la raíz del elemento + -uro (-ido

en caso del Oxígeno). Ej: Cl− =Cloruro, O 2- =Oxido, H -=hidruro

4.- Mencionar el anión, luego el catión. En la escritura es en el orden inverso. Ej: ZnCl2=Cloruro de Cinc, FeCl2 = Cloruro de Fierro(II) o cloruro ferroso


Nomenclatura de Compuestos ionicos( aniones y cationes poliatómicos) ! Hay algunos compuestos que estan formados por cationes y aniones

poliatómicos

! Los aniones poliatómicos sencillos tienen también nombres que llevan las mismas terminaciones que los aniones monoatómicos . Ej: OH - ion hidróxido, CN - ion cianuro, O2

2- ion peróxido

! Los siguientes dos cationes poliatómicos son los únicos que encontraremos con frecuencia en este curso: NH4

+ = ion amonio, H3O + = ion hidronio.

! Mencionar el anión, luego el catión, en la misma forma que los compuestos binarios . En la escritura es en el orden inverso. Ej: NH4Cl = cloruro de amonio, Fe(OH)3= hidróxido de fierro (III) o hidróxido férrico.


Nomenclatura de Compuestos ionicos. Oxianiones

! Oxianiones: Aniones Poliátomicos ( de muchos átomos) que contienen oxígeno

! Asignación de la Terminación:-ato: Al oxianión más común-ito: Al oxianión que tiene la misma carga pero un átomo menos

de Oxígeno. EJ: NO3- nitrato, NO2

- nitrito

! Oxianiones de los halógenos:ClO4

- perclorato (un Oxígeno más que el clorato)

ClO3- ion clorato

ClO2- ion clorito (un Oxígeno menos que el clorato)

ClO- hipoclorito (un Oxígeno menos que el clorito)


Nomenclatura de Compuestosionicos. Oxianiones (continuación)

! Oxianión con Hidrógeno: Se agrega la palabra hidrógeno o dihidrógeno, según sea apropiado, al nombre del anión libre de hidrógeno.

! Ej: Na NO3 = Nitrato de sodioNa ClO = Hipoclorito de sodioNaHCO3 = Hidrógeno Carbonato de sodio o

bicarbonato de sodio

CO3-2 ion carbonato PO4

-3 ion fosfato

HCO3- ion hidrógeno carbonato H2PO4

- ion dihidrógeno fosfato


Nombre y fórmulas de compuestos moleculares binarios

Nombre y fórmulas de compuestos moleculares binarios

! Compuestos Moleculares binarios: Combinaciones de dos elementos no metálicos.

! Para nombrarlos se utilizan nomenclatura similar a la de los compuestos ionicos.

! Se usan prefijos griegos para indicar el número de átomosde cada elemento. Nunca se usa el prefijo mono con el segundo elemento.

Cl2O monóxido de dicloro NF3 trifluoruro de nitrógeno

N2O4 tetróxido de dinitrógeno P4S10 decasulfuro de tetrafósforoCuando el prefijo termina en a u o y el nombre del anión comienza con vocal, por lo regular se

omite la a u o.

Compuestos binariosCompuestos binarios (T(Tipoipo III)III)::


Compuesto binario?

Si

Metal presente?

NO Si

Tipo III:Use prefijos.

El metal forma másde un catión?

No Si

Tipo I:Mencione el elementopara el catión.

Tipo II:Determine la carga del cation;use un número romano después delnombre del elemento para el cation


Aniones y cationes comunesCarga Fórmula Nombre Fórmula Nombre1- H-

F-

Cl-Br-

I-CN-

OH-

Ion hidruroIon fluoruroIon cloruroIon bromuroIon yoduroIon cianuroIon hidróxido

C2H3O2-

ClO3-

ClO4-

NO3-

MnO4-

Ion acetatoIon cloratoIon percloratoIon nitratoIon permanganato

2- O2-

O22-

S2-

Ion óxidoIon peróxidoIon sulfuro

CO32-

CrO42-

Cr2O72-

SO42-

Ion carbonatoIon cromatoIon dicromatoIon sulfato

3- N3- Ion nitruro PO43- Ion fosfato1+ H+

Li+Na+

K+

Cs+

Ag+

Ion hidrógenoIon litioIon sodioIon potasioIon cesioIon plata

NH4+

Cu+Ion amonioIon cobre(I) o cuproso

2+ Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Zn2+

Cd2+

Ion magnesioIon calcioIon estroncioIon barioIon zincIon cadmio

Co2+

Cu2+

Fe2+

Mn2+

Hg22+

Hg2+

Ni2+

Pb2+

Sn2+

Ion cobalto(II)Ion cobre(II) ó cúpricoIon hierro(II) ó ferrosoIon manganeso(II)Ion mercurio(I)Ion mercurio(II)Ion níquel(II)Ion plomo(II)Ion estaño(II)

3+ Al3+ Ion aluminio Cr3+

Fe3+Ion cromo(III)Ion hierro(III)


Nombre y fórmulas de ácidos! Sustancia cuyas moléculas producen iones hidrógeno (H+)

cuando se disuelven en agua.! La fórmula química de un ácido comienza con el Hidrógeno

(H) como primer elemento,ej. HCl.! Acidos basados en aniones cuyo nombre termina en

-uro. Están asociados a ácidos cuyo nombre comienza con la palabra ácido y termina con -hídrico.

Anión Acido correspondiente

Cl- (cloruro) HCl (ácido clorhídrico)

S2-(sulfuro) H2S (ácido sulfhídrico)


Nombre y fórmulas de ácidos (continuación)

! Acidos basados en oxianiones cuyo nombre termina en -ato o -ito.

! Terminación del OXIANION Terminación del ACIDO-ato -ico-ito -oso.

! Los prefijos del nombre del anión se conservan en el nombredel ácido.

Anión Acido correspondiente

ClO- (hipoclorito) HCLO (ácido hipocloroso)

ClO2- (clorito) HClO2 (ácido cloroso)

ClO3- (clorato) HClO3 (ácido clórico)

ClO4- (perclorato) HClO4 (ácido perclórico)


Contine oxianión?

No Si

Tipo I y II: Raíz de anion +-uro o -ido

Acido: Acido + (raiz del anion) – hidrico

Relacione la cantidad de Ox.con la terminación del anión

-ato

(Raiz del oxianion)+ - ito

-ito

(Raiz del oxianion)+ -ato

Acido o tipo I y II

Acido: Acido (raiz del anion) + -oso

Acido: Acido ( raiz

del anion) + ico


Ley de la Conservación de la masa

! ESTEQUIOMETRIA: Es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masas y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción química.

! La estequiometría se basa en la Ley de la conservación de la masa establecida por Lavoisier (1789), que dice: “Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química, solo implica un reacomodo de ellos”.

! Por ende, la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos.

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Ecuaciones químicas! Las ecuaciones químicas describen a las reacciones

químicas.

Leemos el signo + como “reacciona con” y la fecha como “produce”! Los números antes de cada compuesto son Coeficientes

estequiométricos:Proporcionan la relación que existe entre reactivos y productos.

! Los números subíndices de cada elemento.- dan la relación de átomos en la molécula (nunca se modifican en una ecuación).

2H2 + O2 2H2OReactivos: sustancia de partida Productos: sustancias que se

producen


Ecuaciones químicas y balanceo

! Para cumplir con la Ley de la conservación de la masa las ecuaciones químicas se balancean.

! En una ecuación balanceada deberá contener los coeficientes enteros más pequeños posibles

Símbolo Significado Composición

H2O 1 molécula de agua 2 átomos H y 1 at. O

2H2O 2 moléculas de agua 4 átomos H y 2 at. O

H2O2 1 molécula de peroxido de H 2 átomos H y 2 at. O

CH4 + O2 CO2 + H2O (no balanceada)

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O (balanceada)

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Ecuaciones químicas y balanceo Balanceo por el método matemático: Ejemplo.-

Al + HCl AlCl3 + H2

A B C D1o :Asigna una letra a cada compuesto de la reacción química

2o: Se establece las ecuaciones matematicas y luego se le asigan a cualquier letra el valor de dos, para obtener los valores correpondientes de las demás letras

Al A=C A= 2 por lo tanto C=2

H B= 2D 6=2D por lo tanto D=3

Cl B=3C B=3(2)=6

3o : A cada valor encontrado son los coeficientes estequiométricos de la reacción química: 2Al + 6 HCl 2AlCl3 + 3 H2


Patrones de reactividad química! Podemos predecir lo que sucederá en una reacción

si hemos visto una reacción similar antes! La tabla periódica nos permite predecir el resultado

de una reacción, porque todos los elementos de una familia se comportan de manera similar.

Ej.2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH(ac) + H2 (g)

por lo tanto con el potasio sera:2K(s) + 2H2O(l) 2KOH(ac)+ H2(g)

(s) sólido o ↓ (en productos) (l) líquido

(g) gas o ↑ ( en productos) (ac) acuoso

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Clasificación de las reacciones químicas.

! Una clasificación sencilla de las reacciones quimicas ordinarias son:

1. Combustión2. Formación o combinación3. Descomposición


Reacciones de combustión! Son reacciones rápidas que producen una

flama donde interviene el oxígeno, o sea, es el quemado o combustión de hidrocarburos en presencia de aire.

Ej.

! En general, cuando quemanos hidrocarburos, éstos reaccionan con el O2 para formar CO2 y H2O.

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

propano oxígeno dióxido de carbono agua


Reacciones de Formación o Síntesis

! Es una reacción de combinación: Dos o más reactivos se combinan para formar un solo producto: A + B C

Ejemplos:

2H2(g) + O2(g) →2 H2O(g)N2(g) +3H2(g) → 2 NH3(g)


Reacciones de Descomposición! Son reacciones en donde un solo reactivo

se rompe para formar dos o más sustancias: C A + B

Ejemplos:

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)3N2H4(l) → 4 NH3(g) + N2(g)


Otros patrones de Reactividad quimica

! Podemos predecir una reacción química dependiendo de sus reactivos.

! Hay tendencia de predicción en elementos metalicos y no metales activos

! Es importante la observación, porque sí se conoce como actúa algún integrante de un grupo o familia, como consecuencia, se puede predecir la reacción de los demás integrantes de esa familia


Tendencias de grupo de metales Activos.Grupo 1A: Metales alcalinos! PROPIEDADES FISICAS:- Todos tienen lustre metálico plateado y alta conductividad térmica y

eléctrica.- Varian en forma regular conforme aumenta el número atómico, se

incrementa la densidad y se disminuye el punto de fusión.! PROPIEDADES QUIMICA:- Todos son muy reactivos debido a su I1 que es muy baja y facilmente

se les puede quitar su electrón s exterior para formar iones 1+. M M+ + e-

- Reaccionan con agua para producir un hidróxido e hidrógeno gaseoso.

2M(s) + H2O 2MOH(ac) + H2(g)

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Tendencias de grupo de metales Activos.Grupo 1A: Metales alcalinos (continuación)

- Se combinan con la mayor parte de los no metales.Ej: 2M(s) + H2(g) 2MH(s) Hidruros

2M(s) + Cl2(g) 2MCl(s) Cloruros

2M(s) + S(s) M2S(s) Sulfuros

- Las reacciones con el Oxígeno son más complejas:

Litio + Oxigeno Oxido de Litio, 4Li + O2 2Li2O

Sodio + Oxígeno Peróxido de sodio, 2Na + O2 Na2O2

Potasio Superóxido de Potasio,Rubidio + Oxígeno Rubidio y Cesio

Cesio Ej: K + O2 KO2

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Tendencias de grupo de metales Activos.Grupo 2A: Metales alcalinotérreos! PROPIEDADES FISICAS: - Todos son sólidos. En comparación con los metales alcalinos son más

duros y más densos y funden a tamperaturas más altas- En el grupo disminuye el Punto de fusión y aumenta la densidad.! PROPIEDADES QUIMICAS:- Son menos reactivos que los alcalinos, porque su I1 es más baja.- La tendencia de reactividad o I1 creciente dentro del grupo se

manifiesta en el comportamiento de los elementos hacia H2Oa) El Be no recciona con el aguab)El Mg no reacciona con el agua, pero sí con el vapor de agua

c)El Ca y los elementos que están abajo reaccionan fácilmente con agua a temperatura ambiente. Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2(g)

Mg(s) + H2O MgO(s) + H2(g)


Tendencias de grupo de metales Activos. Grupo 2A: Metales alcalinotérreos (continuación)

- Tienden a perder sus e- exteriores y formar iones 2+.

- Los metales más pesados son más reactivos (Ca, Sr y Ba) que el Mg hacia los no metales, por lo que, se deben proteger contra la oxidación por O2 y H2O.

- Al igual que los iones 1+ de los metales alcalinos, los iones 2+ de los alcalinotérreos tienen una configuración de gas noble.

- Los alacalinotérreos tienen flamas características. EJ: La flama del calcio es rojo ladrillo, la del estroncio es rojo carmesí, la del bario es verde.

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)


Tendencias de grupo de no metales selectos. Hidrógeno

! PROPIEDADES FISICAS:- Aunque se coloca arriba de los metales alcalinos es un no metal que

ocurre como gas diatómico incoloro, H2 (g)

- En tanto los óxidos y cloruros de los metales suelen ser sólidos a temepratura ambiente, HCl es un gas y H2O es un liquído

! PROPIEDADES QUIMICAS- Su I es mayor que la de los metales activos, es comparable a la del

oxígeno y el cloro.- Reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares.

Estas reacciones suelen ser muy exotérmicasEj : 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

- Reacciona con los metales activos para formar hidruros metálicos sólidos. Ej: 2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)

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Tendencias de grupo de no metales selectos. Grupo 6A

! PROPIEDADES FISICAS:- El O es un gas incoloro a tamperatura ambiente y se encuentra en la

naturaleza como O2 y O3; todos los demás son sólidos.- Los puntos de fusión y densidad aumentan conforme bajamos por el

grupo! PROPIEDADES QUIMICAS- El O, S y Se son no metales típicos. El Te posee algunas propiedades

metálicas y se clasifica como metaloide. El Po, que es radiactivo y muy raro, es un metal.

- El radio atómico tiende a aumentar y I1 a disminuir cuando bajamos porel grupo

- Tienden a formar iones con carga -2 en los compuestos binarios ionicos con los metales activos. Ej: 2 Na(s) + S(s) Na2S(s)

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Tendencias de grupo de no metales selectos.Grupo 7A: Halógenos

! PROPIEDADES FISICAS

-Todos los halógenos son no metáles típicos, no se encuentran libres en la naturaleza. El F y el Cl son gases el Br es líquido y el Yodo es un sólido, a temp. ambiente

- Sus puntos de fusión y de ebullición aumentan al incrementar su número atómico.

- Todos se encuentran en forma diatómica: F2, Cl2, Br2, Y2

! PROPIEDADES QUIMICAS- Reaccionan con la mayor parte de los metales para formar halogenuros

iónicos: Ej: 2Na(s) + F2(g) 2NaF(s)

- Reaccionan con el Hidrógeno para formar acidos halogenhídricos (halogenuro de hidrógeno soluble en agua)

Ej: H2(g) + X2 2HX(g) HX(g) + H2O(l) HX(ac) X= Halógeno

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Tendencias de grupo de no metales selectos.Grupo 8A: Gases Nobles! PROPIEDADES FíSICAS- Son no metales y son gases a temperatura ambiente.- La densidad aumenta al incrementar el # atómico- Todos ellos son monoatómicos (consisten en átomos

individuales,no en moléculas).! PROPIEDADES QUIMICAS- Tienen I elevadas y afinidades electrónicas positivas, por lo

que su reactividad es excepcionalmente baja.-Hasta principios de los 60 se llamaba gases inertes, porque se

pensaba que eran incapaces de formar compuestos químicos.


Pesos atómicos ! Desde el siglo XVIII y XIX los científicos conocían que cada

elemento tiene una masa relativa con respecto a otros elementos,definiendo con éxito el Peso atómico

! PESO ATOMICO: Masa atómica promedio expresada en unidades de masa atómica (uma). Se utiliza la uma para expresar masas pequeñas.

! 1uma : 1/12 de la masa de un átomo del carbono 12. Expresada en gramos: 1 uma = 1.66054X10-24 g.

ó 1 g = 6.022 x 10 23 umaUN ATOMO DEL 12 C PESA 12 UMA

! La mayor parte de los elementos están presentes en la naturalezacomo mezcla de isótopos.

! El peso atómico o masa atómica promedio de un elemento se calcula a partir de la abundancia relativa y de la masa de los isótopos del elemento.

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Pesos formulares y moleculares! El peso formular (PF) de una sustancia no es más que la

suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química.

Ej. H2SO4PF = 2(PA de H) + (PA de S) + 4 (PA de O)PF = 2(1.0 uma) + 32.0 uma + 4 (16.0 uma)= 98.0 uma! En compuesto moleculares.- La fórmula molecular es el

peso formular también se llama peso molecular(PM). Ej.C6H12O6.

! En la sustancias iónicas (ej:NaCl, arreglo tridimensional de iones que no existe la molécula).- No se escribe formulas moleculares y pesos moleculares, sino que decimos Peso Formular


Composición porcentual a partir de fórmulas

! La composición porcentual de un compuesto es el % en masa que corresponde a cada elemento de la sustancia.

! Permite determinar la pureza de un compuesto ! Se puede calcular si se conoce su fórmula quimica porla siguiente expresión:

! Se obtiene la misma composición porcentual de la fórmula empírica de una sustancia que de su fórmula molecular

%elemento =(átomos del elemento)(PA)

PF del compuestoX100


El mol! En química la unidad para manejar átomos, iones y

moléculas (unidades elementales) es el mol.! EL MOL : Es la cantidad de materia que contiene tantos

objetos como átomos hay en exactamente 12 g de 12C.! Esa cantidad de objetos es de 6.0221367X1023 . Este

número recibe el nombre de número de Avogadro! 12 g de 12C= 1 mol de átomos de 12C= 6.0221367X1023 átomos 12C

! Ejemplos:1mol de átomos de 12C =6.02X1023 12C de átomos1 mol de moléculas de H2O = 6.02X1023 H2Omoléculas1 mol de iones NO3

- = 6.02X1023 iones de NO3-.

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Masa molar! Masa molar: La masa en gramos de un mol de una sustancia! La masa molar en gramos de un mol de cualquier sustancia siempre

es númericamente igual al peso fórmula en uma de dicha sustancia, o sea:

Ej: un mol12C pesa 12g ; un mol 24Mg pesa 24g;Una molécula de H2O pesa 18 uma; un mol de H2O pesa 18 g

Gramos Unidad elemental

MolesUsar masa molar

Usar número de Avogadro

Esquema para interconvertir la masa de una sustancia en gramos y el número de unidades elementales de esa sustancia.


Fórmulas empíricas a partir de análisis! Es la relación entre el menor número entero de átomos presentes en

una mólecula del compuesto.Fórmula mínima o Fórmula simple

! La relación de átomos de elementos en un compuesto es igual a la relación de moles de átomos de ese compuesto.

% en masa de elementos

Gramos de cada elemento

Fórmula empírica

Moles de cada elemento

Suponer muestra de 100g

Calcular relación molar

Usar pesos atómicos

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Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

! Podemos obtener la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica si conocemos el peso molecular del compuesto.

! La fórmula molecular del compuesto es un múltiplo de su fórmulaempírica, por lo que, los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros de los subíndices correspondientes en su fórmula empírica.

! (PM) Peso Molecular = n X Peso Fórmular empíricopor lo tanto: n= Peso molecular

Peso fórmular empíricon = # de fórmulas unitarias empíricas en una molécula del

compuestoLos subindices de la formula molecular se obtienen al multiplicar “n” por los

subindices de la fórmula empírica.


Análisis por combustión! Este análisis es utilizado para determinar los

componentes de un compuesto hidrocarburo.

! La cantidad de CO2 y H2O producida se mide determinando el aumento en la masa del absorvedor de CO2 y del H2O, respectivamente.

! Después usamos esas masas para determinar las cantidades de C, H, O

Muestra CuO Mg(ClO4)2 NaOHO2

Horno de combustión

Ayuda para que sea completa la reacción

Absorvedor de H2O

Absorvedor de CO2


Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas

! 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

! Los coeficientes estequimetricos de una ecuación química balanceada se pueden interpretar como los números relativos de moléculas(o unidades formulares) que intervienen en la reacción y como los números relativos de moles.

! Las cantidades 2moles de H2, 1mol de O2 y 2moles de H2O, se denominan cantidades estequiométricas equivalentes.

2 moléculas

2(6.02X1023 moléculas)

2 moles

1 moléculas

6.02X1023 moléculas

1 mol

2 moléculas

2(6.02X1023 moléculas)

2 moles



! CALCULO DE MOLES:! 2moles de H2 Ψ 1mol de O2 Ψ 2moles de H2OSirven para obtener factores de conversión que relacionen las

cantidades de reactivos y productos en una reacción química.! Ej. De factores de conversión: 2moles de H2 ó 2 moles H2O , etc

2 moles de H2O 1 mol deO2

! nA nB S(A/B)=factor de conversión o estequiométrico

Moles de reactivo Moles de producto

S(A/B)


Cálculos de moles.- Ejemplo! El litio metálico reacciona con el agua para producir

hidróxido de litio e hidrógeno gaseoso de acuerdo a la reacción:

Li(s) +H2O(l) → LiOH(ac) + H2(g)! ¿Cuántos moles de hidrógeno se formarán si reaccionan

6.23 moles de litio?! Paso 1 Escribir la ecuación balanceada.

2Li(s) +2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)


Cálculos estequiométricos (continuación)

! Paso 2 Establecer la relación estequiométrica.En moles:

2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)2 moles 2 moles 2 moles 1 mol


Cálculos estequiométricos(continuación)

! Paso 3: Establecer el factor estequiométrico, S(A/B)2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)

2 moles de Li producen 1 mol de H2

2 moles de Li o 1 mol de H2

1 mol de H2 2 moles de Li


Cálculos estequiométricos(continuación)! Paso 4: Efectuar los cálculos numéricos

moles de H2 = 6.23 moles 1 mol de H2 = 3.115 mol H2

producidos de Li 2 moles de Li



! CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Se emplean para calcular las cantidades relativas de las sustancias que participan en las reacciones químicas

! CALCULO DE MASA: Tiene como propósito calcular la masa de una sustancia que reacciona o produce en una reacción

! gA moles A moles B g BM= Masa molar

Gramos de reactivo

Gramos de producto

Moles de producto

Moles de reactivo

1/MA S(A/B) MB


Cálculos estequiométricos: gramo-gramoy mol-gramo

! Se tiene la siguiente reacción balanceada:2Li(s) + 2H2O(l) → 2LiOH(ac) + H2(g)2 moles 2 moles 2 moles 1 mol

! Cantidades estequiométricas equivalentes. Ejemplos:

1 mol = 7 g 1 mol=18 g 1 mol=24 g 1 mol= 2g

2 mol = 14 g 2mol=36 g 2 mol=48 g 1 mol= 2 g

2 mol de Li 36 g de H2O

36 g de H2O 2 mol de Lió

2 mol de LiOH 14 g de Li

14 g de Li 2 mol de LiOHó


Cálculo de gramo-mol y gramo-gramo

! ¿Cuántos moles de Hidróxido de Litio se formarán si reaccionan 6.23 gramos de litio?

Solución:1o. Encontrar la relación mol de LiOH y gramo de Li

2o.Escoger aquella que permita efectuar el analisis dimensional o factor unidad

? Moles de LiOH = 6.23 g Li 2 mol Li OH = 0.89 mol LiOH14 g Li

2 mol de LiOH 14 g de Li

14 g de Li 2 mol de LiOHó


! Reactivo limitante: Es el reactivo que se consume por completo en una reacción

! Es importante identificar el reactivo limitante porque determina, o limita, la cantidad de producto que se forma

! Concluye una reacción química al consumirse en su totalidad el reactivo limitante.

! Los demás reactivos son llamados reactivos en exceso.! La manera de identificar el RL es calcular la cantidad de

producto que se podría formar a partir de cada reactivo. Elreactivo que origine la menor cantidad de producto es elreactivo limitante

Reactivos limitantes (RL)


Identificación del Reactivo limitante

! Procedimiento:Ej. Se tiene una mezcla de 10 moles de H2 y 7 moles de O2 y

los hacemos reaccionar para formar agua. La reacción es: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l). A= H2 , B= O2

(a) ¿Cuál es el reactivo limitante? (b)¿Cuántos moles de agua se forman?

10 .- Calcular los moles presentes en cada reactivo A y B (en el ej. no es necesario calcularlos): 10 moles de H2 y 7 moles de O2

20 .-Construir nA/nB:10 moles de H2 /7 moles de O2 = 1.43 30 .-Construir S(A/B): 2 moles de H2/1 mol de O2 = 2

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Identificación del Reactivo limitante (continuación)

40.-Comparar nA/nB y S(A/B), entonces:Si nA/nB < S(A/B):A es el reactivo limitante y B es el del excesoSi nA/nB = S(A/B): Ninguno es limitanteSi nA/nB > S(A/B):B es el reactivo limitante y A es el del exceso! Del ejemplo : nA/nB= 1.43 y S(A/B)= 2, por lo tanto nA/nB< S(A/B) y el reactivo limitante es A= H2 , respuesta (a)

(b) moles H2O= 10moles de H2 2moles de H2O = 2 moles de H2

NOTA.- Cuando hay más de 2 reactivos: Calcular la cantidad de producto que se podría formar a partir de cada reactivo. El reactivo que origine la menor cantidad de producto es el reactivo limitante

10 moles de H2O


Rendimiento real! RENDIMIENTO TEORICO: Es la cantidad de producto que, según

los cálculos estequiómetricos, se forma al reaccionar todo el reactivo limitante.

! RENDIMIENTO REAL: Es la cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción.

! El rendimiento real siempre es menor que el rendimiento teórico, por las posible causas siguientes:

1.- Muchas reacciones no terminan: Los reactivos no se convierten completamente en productos.

2.- Desviación de la reacción química:Ocurre reacciones simultáneas formando productos indeseables además de los productos deseados.

3.- Dificultad de la separación del producto deseado: De la mezcla resultante de una reacción química, no todo el producto deseado logra aislarse con éxito.


Porcentaje de Rendimiento

! El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico(calculado).

Porcentaje de rendimiento = Rendimiento real

Rendimiento teóricoX 100

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