4.1 Conceptos de mol soluciones y reacciones
El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere con cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a:
Una disolución o solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada disolvente o solvente.
Una reacción química es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
4.2 Concepto de estequiometria.
La estequiometria es la
sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los
reactivos y los productos, en una reacción.
Según la definición dada
por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las
relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones
cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.
En las reacciones químicas,
los reactivos se combinan para formar productos. En las sustancias que
intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de
los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar
productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiometria de la
conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los
reactivos es igual al número de átomos en los productos, y que la carga total
también debe ser la misma, en reactivos y en productos.
4.3 Leyes Estequiometricas
|
4.4
Ley de la conservación de la materia
Esta Ley fue postulada por Antonie Lavoisier después de
realizar varios experimentos en los cuales la cantidad de masa de las
sustancias constituyentes era igual al de las sustancias obtenidas de la masa
de las sustancias obtenidas después del cambio químico sufrido.
Por lo que su ley dice: la materia no se crea ni se
destruye, solo se transforma.
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803
por John Dalton, Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para
originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las
diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar
como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las
cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de
B, están en relación de números enteros sencillos.
Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1792)
"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en
cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se
combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de
la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen
equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."
Ley de la conservación de la masa de Lavoisier [editar]
En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de
los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes
fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la
siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier
reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea,
ni se destruye, solo se transforma
Cuando dos o
más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de
ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen como relación números
enteros y sencillos». Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para
originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las
diferentes cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar
como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse.
Dalton trabajó
en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que
existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas
proporciones para formar distintos compuesto.
Así, por
ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el Cu O y el Cu2O, que tienen un 79,89% y un
88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a 3,973 gramos de cobre por
gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno
en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2 como se expresa
actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica.
Cuando el carbono se calienta en una corriente de gas que contiene oxígeno,
próximo al gas no reactivo, éste se oxida. Si hay poco oxígeno presente en la
corriente de gas, el producto principal de la oxidación es el monóxido de
carbono. El análisis del monóxido de carbono muestra que la relación de masa de
oxígeno-carbono es 1,33.
Cuando el
oxígeno está presente en concentraciones elevadas, el producto principal de la
oxidación del carbono es el dióxido de carbono. El análisis del dióxido de
carbono muestra que la relación de masa de oxígeno-carbono es 2,667. En nuestro
ejemplo, la relación de masa de oxígeno-carbono en el dióxido de carbono es el
doble de la relación de masa de oxígeno-carbono en el monóxido de carbono.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples
Dalton comprobó en el laboratorio que, al hacer reaccionar cobre con
oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes
que, dependiendo de las condiciones, podían combinarse de forma distinta, pero
que sus masas siempre estaban en una relación de números enteros.
Llegó a la misma conclusión con otros experimentos realizados en el
laboratorio y dedujo la ley de las proporciones múltiples, cuyo enunciado es:
las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de
otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros
sencillos 1:1, 2:1, 1:2, 1:3, 3:1, 2:3, 5:3, etcétera.
En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y
la sustancia incógnita tambien se pide en unidades de moles.
Los pasos a seguir son los mismos que se mencionan en la sección 6.4.2
¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente
oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua(H2O).
X mol 4 mol
CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
1 mol
2 mol
La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de
agua por lo que se establece la relación.
X mol CH4 -----------
4 mol H2O
1 mol CH4 ----------- 2 mol H2O
X= (1 mol CH4
) (4 mol H2O)
2 mol H2O
X = 2 mol CH4
Esto significa
que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua
Relaciones
peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiometrias dependen de la manera en que se
plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato
del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita
(dato que se desconoce y se pide calcular).
Mol – mol
- Masa – masa masa
– mol Mol – masa
Vol – masa
- Masa
– volumen mol – vol
Vol – mol
- Volumen - volumen
Unidades de medida
Masa = gramos, kilogramo o mol
Volumen = L, ml, m3, cm3
Revisemos
ahora cuanta información podemos obtener a partir de una ecuación química
balanceada, y que utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el
problema.
ECUACION: N2 + 3H2
à 2NH3
- 1 mol de N2 + 3 moles H2 à 2 moles
de NH3
- 1 molécula de N2 + 3 moléculas H2
à 2
moléculas de NH3
- 28 gr de N2 + 6 g de H2 à 34 g de
NH3
- 6.02 x 1023 moleculas N2 +
3 (6.02 x 1023 ) molec. CH2 à 2 (6.02 x 1023)molec.
de NH2
- 22.4 L de N2 + 67.2 L de H2 à 44.8 L de NH3 (Si son gases en condic. NPT) 1L N2 + 3L H2 à 2L NH3 (Si son otras condiciones y se
aplica la ley de los
volúmenes de combinación de Gay-Lussac)
RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO
En éste tipo
de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en
alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la
información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en
gramos o viceversa.
Ejemplo:
El hidróxido
de litio sólido se emplea en los vehículos espaciales para eliminar el dióxido
de carbono (CO2) que se exhala en medio vivo. Los productos son
carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué masa de bióxido de carbono
gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de litio (LiOH)?. La reacción que
representa el cambio es:
2 Li OH(s) +
CO2 (g) à Li2
CO3 (s) + H2
O(l)
PASOS PARA
RESOLVER: (SE SIGUEN LOS MISMOS PARA CUALQUIER RELACION)
- Checar que la ecuación esté balanceada
correctamente
- Subrayar la sustancia proporcionada como dato en
la ecuación y la que se da como incógnita. Anotarlo arriba de cada
sustancia, la incognita con una X y el valor del dato proporcionado con
todo y unidad.
- Realizar los cálculos necesarios para obtener la
información (valores) que me proporciona la ecuación química balanceada,
en las mismas unidades en que se da la sustancia dato y en la que se pide
la sustancia incógnita.. Colocarlos debajo de las dos sustancias
subrayadas en el paso 2.
- Las proporciones así obtenidas extraerlas de la
ecuación química y resolver para la incógnita X.
SOLUCIÓN:
8 g Xg
2 Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3
(s) + H2 O(l)
48g 44g
8 g Li OH Xg CO2
48g Li OH 44g CO2
Resolviendo
para X tenemos:
X = 7.33 g de CO2
Se interpreta
de la siguiente manera: pueden reaccionar 7.33 g de CO2 con los 8 gr
de Li OH(s)
Cálculos donde
intervienen los conceptos de Reactivo limitante Reactivo en exceso Grado de conversión
o rendimiento
Reactivo
limitante.- El que se encuentra en menor cantidad
en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto
obtenido.
Reactivo en
exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona
toda la sustancia limitante, existe una
cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la
reacción
Ejemplo:
Suponga que se mezcla 637.2gr de
Amoniaco (NH3) con 114gr de CO2
¿Cuántos gramos de urea (NH2)
2 CO se obtendrán?
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
1.- Determinamos
la información implícita contenida en la ecuación balanceada:
Para el
amoníaco: 2 NH3
N = 14
H = 3
17 x 2 = 34g
Para el
Bióxido de carbono: CO2
C = 12 x 1 =
12
O = 16 x 2 =
32
44 gr
De la misma
manera se calcula la masa molar de la urea y se obtiene 60 g/mol.
(NH2)
2 CO = 60 g/mol
a) Ahora
resolvemos para la relación de sustancias subrayadas:
637.2 g Xg
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O 34 g, 60 g
637.2 g NH3 à X g
Si 34 g NH3 à 60g (NH2)
2 CO
x = (637.2 g NH3 ) (60gr
(NH2) 2 CO) =
1, 124 g de urea.
34g NH3
b) Aquí
calcularemos la cantidad de urea que se
puede obtener con los 114 g de CO2, para que de esta manera, determinemos
que sustancia es el reactivo limitante. 114 g Xg
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
44 g 60 g
114 g de CO2
------ Xg
Si 44 g de CO2
---- 60 g de (NH2) 2
CO
X = 155.45 g
de urea (máximo de urea que se obtendría)
Por lo tanto
el reactivo limitante es el CO2
c) Suponiendo que quiero que reaccione
todo el CO2 ¿Cuanto amoniaco debería de utilizar?
Para
determinarlo, resolvemos para la relación:
Xg 114g
2 NH3 + CO2
à (NH2) 2 CO + H2
O
34g 44g
Xg
à 114 gr CO2
Si 34 g NH3 à 44 g CO2
X = 88 g de NH3
(lo que reacciona del amoniaco)
d) Lo que
quedaría de amoniaco sin reaccionar sería:
637.2 g NH3
inicial – 88 g NH3· que reacciona = 549 g de NH3
Rendimiento de una reacción
La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el rendimiento teórico de la reacción, es decir, la cantidad de producto que se obtendrá, si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el máximo rendimiento, el cual se calcula a partir de la ecuación balanceada. En la práctica, el rendimiento real, o bien la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.
La cantidad de producto que se
obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real
Rendimiento real < Rendimiento teórico
El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:Por ejemplo en el ejercicio anterior calculábamos que se formarían 155.45 g de urea. Este es el rendimiento teórico. Si en realidad se formasen 131.88 g el porcentaje de rendimiento sería:
% de Rendimiento =
131.88 g X 100 =
84.84 %
155.45 g
El intervalo del porcentaje del
rendimiento puede fluctuar desde 1 hasta 100%. Los químicos siempre buscan
aumentar el porcentaje del rendimiento de las reacciones. Entre los factores
que pueden afectar el porcentaje del rendimiento se encuentran la temperatura y
la presión.
Átomo-gramo: Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.
H = 1,0079
(U.M.A.); 1,0079 gr.
1.-un átomo –
gramo de oxígeno pesa 16 gramos
2.-un átomo –
gramo de nitrógeno pesa 14 gramos
3.-un átomo –
gramo de carbono pesa 12 gramos
Mol-gramo
Es un número
de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una
sustancia expresada en gramos.
H2O = 18
(U.M.A.); 18 gr
Conversión de
moles a gramos:
Ejemplo: N2
¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2
= 28,02 g/mol
Volumen-gramo:
Es el volumen
que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*,
y es igual a 22.4 1/mol.
Temperatura
normal: 0° C o 273° K
Nota: Cuando
se usa el término mol debe especificarse el tipo de partículas elementales a
que se refiere, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras
partículas o grupos específicos de estas partículas. Así, los términos más
antiguos de átomo-gramo, molécula-gramo, ion-gramo y fórmula-gramo han sido
sustituidos actualmente por el término mol.
Como
consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (h =
1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se
denomina peso equivalente o equivalente.
Cuando el
equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a
los de átomo gramo y molécula gramo)
Volumen gramo
molecular:
Es el volumen
que ocupa una mol de un gas en condiciones normales de temperatura y presión*,
y es igual a 22.4 1/mol.
*Temperatura
normal: 0° C o 273° K
Presión
Normal: 1atm o 760 mm de Hg.
Número de
Avogadro.:
El número de
moléculas que hay en un volumen molar se denomina número de Avogadro.
El número o
constante de Avogadro NA —por Amedeo Avogadro— es una constante utilizada en
química y física para establecer una relación entre la masa o el volumen y la
cantidad de materia. Se define originalmente como «la cantidad de átomos de
carbono-12 contenidos en 12 gramos de este elemento». El valor recomendado para
NA en 2002 por CODATA es:
NA =
(6,0221415 ± 0,0000010) × 1023 mol−1.
A la cantidad
de un elemento igual a NA se la denomina mol. El número de Avogadro también es
el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g =
NA uma.
• Todo el
volumen de la Luna dividido en bolas de 1 mm de radio daría (muy
aproximadamente) el número de Avogadro.
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