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Facultat de Química
Grau d’Enginyeria Química – Grau d’Enginyeria de Materials
Fonaments de Química
Curs 2017/
TEMA 1. ESTEQUIOMETRÍA.
ÍNDICE
Mol. Número de Avogadro. Masa atómica. Masa molecular. Fórmulas empíricas y moleculares. Reacciones y ecuaciones químicas. Reacciones ácido-base. Reacciones iónicas. Reacciones de precipitación. Reacciones de oxidación reducción. Reacciones redox. Estequiometría. Reactivo limitante. Rendimiento de reacción.
1. Mol. Número de Avogadro.
La masa de un átomo es muy pequeña por lo que en las masas que normalmente podemos determinar hay un número de átomos enorme. Se denomina mol al número de átomos que hay en 12 g del isómero del carbono que tiene 6 neutrones (C^12 ).
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶^12 𝑒𝑛 12 𝑔 = 𝑀𝑜𝑙 =
1,9926.10−^
á𝑡𝑜𝑚𝑜
= 6,0221.10^23 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠
A este número se le llama también número de Avogadro y es el número de partículas fundamentales (átomos o moléculas) que hay en un mol de cualquier sustancia 6,0221.10^23 partículas/mol). Es independiente de las condiciones en las que se encuentra la sustancia. Mol es un número y, por tanto, se puede hablar de moles de átomos, iones, moléculas o de cualquier otra cosa. Se puede utilizar la unidad mol para medir la cantidad de materia al igual que se utilizan otras unidades como el gramo o el litro. Por tanto: 𝑁 = 𝑛 × 𝑁𝐴 N = Nº de objetos, átomos, moléculas, etc. n = Nº moles NA = Nº Avogadro
Problema 1.01: Una muestra de un fármaco contiene 3,54.10^24 átomos de oxígeno, ¿cuántos moles de átomos de oxígeno hay en esa muestra del fármaco?
2. Masa atómica.
Se denomina masa atómica (M) a la masa de un mol de átomos. Frecuentemente se denomina también peso atómico. Quizá la denominación más correcta sería masa molar, donde molar indica que corresponde a un mol pero, como se acaba de decir, se acostumbra a hablar de peso atómico, aunque éste sería en realidad el valor numérico de la masa molar. Se dispone de datos de la masa atómica con gran precisión (normalmente se determina por espectrometría de masas) para la mayor parte de los elementos. La masa atómica que aparece en las tablas periódicas corresponde normalmente a la masa de la mezcla de isótopos que se encuentra en la naturaleza. 𝑀 = 𝑚á𝑡𝑜𝑚𝑜 × 𝑁𝐴 M = Masa atómica o masa molar o masa de un mol de átomos mátomo = Masa de un átomo NA = Número de Avogadro
Recuérdese que la masa es la medida de la cantidad de materia que contiene un objeto, mientras que el peso es la medida de la fuerza gravitacional que experimenta un objeto.
Problema 1.02: Familiarizarse con los pesos atómicos de los distintos elementos de la tabla periódica. Problema 1.03: En una planta de reciclado, se recogen 5,4 kg de aluminio en un día. Si la masa molar del aluminio es de 26,98 g/mol, ¿cuántos moles de átomos de aluminio había ese día en esa planta? ¿Cuántos átomos de aluminio había? Problema 1.04: Calcular la masa molar del cobre, sabiendo que el cobre natural tiene un 69,17% de cobre 63 (masa molar 62,94 g/mol) y un 30,83% de cobre 65 (masa molar 64,93 g/mol).
3. Masa molecular.
Se denomina masa molecular a la masa de un mol de moléculas. Frecuentemente se denomina también peso molecular. Quizá la denominación más correcta sería masa molar, donde molar indica que corresponde a un mol, aunque, como se acaba de comentar, normalmente se habla de peso molecular, aunque éste sería en realidad el valor numérico de la masa molar. La masa molecular se determina como la suma de las masas atómicas de los átomos que forman la molécula. Se utiliza el concepto de masa molecular aunque no existan moléculas definidas como ocurre por ejemplo en los compuestos iónicos o en otros compuestos con enlace covalente. En estos casos se aplica a la fórmula que define el compuesto.
Volumen molar : volumen ocupado por un mol de gas en unas condiciones determinadas de P i T. Equivale a la masa de 1 mol de elemento o compuesto gaseoso dividida por su densidad. En condiciones normales (1 atm y 0ºC), el volumen normal de cualquier gas se acerca a 22,415 L (volumen molar de un gas ideal).
Problema 1.05: Calcular la masa molecular del cloruro de calcio (CaCl 2 ). Problema 1.06: Calcular la masa molecular del hexafluoruro de azufre y del óxido de silicio. Problema 1.07: ¿Cuál es la masa de 1,5 mol de ácido acético?
4. Fórmulas empíricas y moleculares. Fórmula : Indica la relación, expresada con números enteros sencillos, entre los átomos que forman el compuesto. Fórmula empírica : Formula determinada experimentalmente mediante análisis cuantitativo de los elementos que forman el compuesto. Indica la composición estequiométrica del compuesto. Fórmula molecular : Indica qué átomos y en qué número forman una molécula. Indica ya la masa real (peso molecular) de la sustancia.
Compuesto Composición Fórmula empírica
Fórmula molecular Fórmula estructural
Glucosa
39,99% C
6,73% H
53,28% O
CH 2 O C 6 H 12 O 6
Ácido acético
39,99% C
6,73% H
53,28% O
CH 2 O C 2 H 4 O 2
Acetato de etilo
54,52% C
9,17% H
36,31% O
C 2 H 4 O C 4 H 8 O 2
Etilendiamina
39,95% C
13,43% H
46,61% N
CH 4 N C 2 H 8 N 2
¿Cómo determinar la fórmula empírica? Dividir el porcentaje de cada elemento por el peso atómico correspondiente. Dividir los números resultantes por el menor de ellos. Multiplicar todos por el mínimo número entero que haga los productos aproximadamente enteros.
Desplazamiento : Zn(s) + H 2 SO 4 (aq) → ZnSO 4 (aq) + H 2 (g) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 2 H 2 SO 4 (l) → 2 CaSO 4 (s) + Ca(H 2 PO 4 ) 2 (s)
Igualación de reacciones químicas
- Reacciones sencillas: por tanteo
- Método general: o Contar el nº de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. o Multiplicar las fórmulas de reactivos y productos por unos coeficientes estequiométricos que igualen el nº de átomos de cada tipo en los dos lados de la ecuación. En las ecuaciones redox hay que igualar también la carga.
Ejemplo: combustión etanol
a) Escribir la ecuación: C 2 H 5 OH + O 2 → CO 2 + H 2 O
b) Introducir en la ecuación los coeficientes a, b, c, d:
a C 2 H 5 OH + b O 2 → c CO 2 + d H 2 O
c) Hacer el balance de masa para cada elemento igualando el nº de átomos en ambos lados de la ecuación: Balance de carbono: 2a = c Balance de hidrógeno: 6a = 2d Balance de oxígeno: a + 2b = 2c +d
d) Resolver el sistema de ecuaciones, por ejemplo, asignando el valor 1 al coeficiente que parezca que puede ser el más pequeño, en este caso a. Se tiene:
a = 1; c = 2; d = 3; b =
C 2 H 5 OH + 3 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O
Si algún coeficiente es un nº fraccionario, hay que multiplicarlos todos por el denominador para dar los coeficientes en números enteros lo más pequeños posible.
Otro ejemplo: a Al 2 (SO 4 ) 3 + b NH 4 OH → c Al(OH) 3 + d (NH 4 ) 2 SO 4
a) Balance de masa para cada elemento: Balance de Al: 2a = c Balance de S: 3a = d Balance de O: 12a + b = 3c + 4d Balance de N: b = 2d Balance de H: 5b = 3c + 8d
b) Resolver el sistema de ecuaciones: a = 1; c = 2; d = 3; b = 6
Al 2 (SO 4 ) 3 + 6 NH 4 OH → 2 Al(OH) 3 + 3 (NH 4 ) 2 SO 4
Problema 1.10. Problema 1.11: El cumeno (isopropilbenceno) reacciona con oxígeno para dar fenol y acetona. Escríbase la ecuación química. Problema 1.12: Escríbanse las ecuaciones químicas correspondientes a la obtención de ácido sulfúrico a partir de azufre. Problema 1.13: Escríbase la ecuación química correspondiente a la combustión de etanol. Problema 1.14: Determínese la cantidad de sal que se requiere para una producción de cloro de 50 t/día Problema 1.15: Determínese la producción de metanol que se puede obtener de 1000 t/día de carbón
Dentro de estas reacciones generales, hay tres tipos de reacciones químicas muy importantes: reacciones ácido - base, reacciones de precipitación y reacciones de oxidación-reducción. Serán las que se van a ver a continuación
6. Reacciones ácido-base
Ácido : Ácido de Arrhenius: c ontiene hidrógeno y reacciona con agua para dar iones hidrógeno (hidronio). Ácido de Brønsted: es un dador de protones. Es la concepción más usada hoy día. Ácido de Lewis: es un aceptor de un par de electrones (ya se estudiará al hablar de los enlaces moleculares). HCl(aq) + H 2 O(l) → H 3 O+(aq) + Cl-(aq) El átomo de hidrógeno del HCl se conoce como átomo de hidrógeno ácido.
Según Arrhenius, un ion no puede ser un ácido, en cambio, según Brønsted sí, ejemplo: HCO 3 - (aq) + H 2 O(l) → H 3 O+(aq) + CO 3 2-(aq)
Ácido fuerte : Totalmente ionizado (desprotonado) en solución. Ejemplo: ácido clorhídrico, HCl; ácido sulfúrico, H 2 SO 4. Ácido débil : Parcialmente ionizado (desprotonado) en solución. Ejemplo: ácido acético, CH 3 COOH. De hecho en los ácidos débiles hay un equilibrio:
HCN(aq) + H 2 O(l) ↔ H 3 O+(aq) + CN-(aq)
Base conjugada es la base que se forma al ceder el ácido el protón, así el CN-^ es la base conjugada del HCN. Cuanto más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada.
La fuerza de un ácido depende también del disolvente. Un ácido fuerte en agua puede ser débil en otro disolvente. El mismo comentario podría hacerse para las bases Para los ácidos binarios, en un grupo de la tabla periódica, el ácido es cada vez menos fuerte a medida que se va bajando en el grupo: HF > HCl > HBr > FI. Para los oxoácidos y los ácidos carboxílicos (orgánicos), cuanto mayor es el número de oxidación del átomo central, más fuerte es el ácido. Por ejemplo: HClO 4 > HClO.
El ácido clorhídrico es monoprótico porque puede dar un solo protón. El ácido sulfúrico es poliprótico porque puede dar más de un protón.
Base : Base de Arrhenius: produce iones hidróxido en agua. Base de Brønsted: Es un aceptor de protones. Es la concepción más usada hoy día. Base de Lewis: es un dador de un par de electrones (ya se estudiará al hablar de los enlaces moleculares).
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
NH 3 (aq) + H 2 O(l) → NH 4 +(aq) + OH-(aq)
Base fuerte : totalmente ionizado (protonado) en solución. Ejemplo: hidróxido de sodio, NaOH. Base débil : Parcialmente ionizado (protonado) en solución. Ejemplo: amoníaco, NH 3.
Ácido conjugado es el ácido formado al aceptar la base un protón. Así, el NH 4 +^ es el ácido conjugado del NH 3.
En el cuadro adjunto se indican algunos ácidos y bases fuertes (Atkins, 5ª ed., 2012, p. F75, Cuadro J.1).
Problema 1.16: De los siguientes compuestos: KCl, HClO, HF, Ca(OH) 2 , ¿cuáles son ácidos o bases de Brønsted?
Reductor : Elemento o especie que cede electrones en una reacción redox. El reductor se oxida en una reacción redox.
Ejemplo:
Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) → 2Fe + 3CO 2 (g)
Los iones Fe3+^ han pasado a Fe, es decir, han ganado electrones y, por tanto, se han reducido. C2+^ ha pasado a C4+, por tanto ha perdido electrones y se ha oxidado.
Problema 1.21: Indicar los oxidantes y los reductores en las siguientes reacciones:
C(s) + H 2 O(g) → CO(g) + H 2 (g)
Cl-(aq) + Ag+(aq) → AgCl(s)
2AgCl(s) → 2Ag(s) + Cl 2
2CH 3 -CH 3 (g) + 7O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 6H 2 O(g)
Asignación de número de oxidación a los elementos de un compuesto : Si el compuesto tiene un único elemento, éste tiene número de oxidación cero. La suma de los números de oxidación de los elementos de una especie es igual a su carga total. El número de oxidación del hidrógeno es -1 en combinación con metales y +1 en combinación con no metales. El número de oxidación de los elementos de los grupos 1 y 2 es igual a su número de grupo positivo. El número de oxidación de los halógenos es -1 salvo que esté en combinación con oxígeno u otro halógeno más alto en el grupo. El número de oxidación del oxígeno es -2, salvo que esté combinado consigo mismo formando peróxido (O 2 2-), superóxido (O 2 - ), ozónido (O 3 - ), u oxígeno molecular (O 2 ). El número de oxidación de un elemento en un ion monoatómico es el mismo que su carga. Por ejemplo, para el Mg es +2 en la reacción: Mg(s) + Cl 2 (g) → MgCl 2 (s).
Problema 1.22: Indíquense los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos: HCl, NH 4 OH, NH 3 , HCOOH, C 6 H 5 OH, SiH 4 , NaOH, CH 3 COOH, CH 4 , NaCl AgNO 3 , PbCl 2 , K 2 CrO 4 , CaCl 2 , CaCO 3 , FeCl 3.
Ajuste de reacciones redox Identifíquense las especies que se oxidan y que se reducen. Escríbase una ecuación para cada una de las dos semirreacciones que se pueden considerar (una de oxidación y otra de reducción). Iguálense el número de elementos a cada lado de la ecuación excepto el H y el O. En solución ácida iguálense los O añadiendo H 2 O y los H añadiendo H+. En solución básica iguálense los H añadiendo H 2 O en el lado de la reacción donde se necesiten y añadiendo OH-^ en el otro lado. Iguálense las cargas eléctricas añadiendo electrones en el lado que se necesite para cada una de las semirreacciones. Multiplíquense todas las especies de cada una de las semirreacciones por el número que se necesite para que el número de electrones sea el mismo en las dos semirreacciones. Súmense las dos semirreacciones y simplifíquense las especies que aparezcan a ambos lados de la ecuación.
Problema 1.23: Escríbase la ecuación correspondiente a la oxidación de hierro (II) a hierro (III) mediante ion permanganato pasando el manganeso(VII) a manganeso(II). Problema 1.24: Escríbase la ecuación correspondiente a la reducción de óxido de hierro (III) mediante monóxido de carbono que pasa a dióxido de carbono.
9. Estequiometría.
La estequiometría de las reacciones está basada en el comportamiento natural de que la masa se conserva y de que los compuestos están formados por un número entero de átomos. Históricamente este comportamiento natural se ha ido descubriendo progresivamente y recogiendo en las siguientes leyes: Ley de la conservación de la materia (Lavoisier) : En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos.
Ley de las proporciones definidas (Proust) : Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes. Ley de las proporciones múltiples (Dalton) : Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos. Ley de las proporciones recíprocas (Richter) : Los pesos de los diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
La estequiometría establece relaciones entre las masas de los compuestos que intervienen en cada reacción, lo que permite calcular unas en función de las otras.
Problema 1.25: El hidróxido de calcio reacciona con el ácido sulfúrico. Calcular la cantidad estequiométrica de ácido sulfúrico (en masa y en moles) que se necesita para reaccionar con 148 kg de hidróxido cálcico.
10. Reactivo limitante. Rendimiento de la reacción.
Cantidades estequiométricas de los reactantes : Cantidades de reactantes correspondiendo a la proporción dada por la ecuación química. En la práctica, casi nunca están los reactantes en la proporción estequiométrica y, por tanto, siempre habrá algún reactante que controlará la reacción, tal como se comenta a continuación. Reactante limitante : Reactante cuya cantidad limita la conversión máxima que se puede conseguir por estar en una proporción menor a la estequiométrica respecto a los otros reactantes. Rendimiento de la reacción : Porcentaje de la conversión respecto a la conversión máxima que permite el reactante limitante (ver Atkins, 5ª ed., 2012, pp. F96-F100).
Problema 1.26: En la combustión de 1 kg de metano, se producen 1,5 kg de CO 2. Calcular el rendimiento de la reacción con respecto a CO 2 producido. Problema 1.27: El ácido oxálico reacciona con el permanganato potásico en medio ácido de acuerdo con la siguiente reacción: Problema 1.28: Expresar la misma tabla del problema anterior en gramos.
