Ing. Dulcinea Joaquín Cárdenas
descargar 53.82 Kb.
|
Unidad 4 – Química General Ing. Dulcinea Joaquín Cárdenas Unidad 4 Ecuaciones químicas, magnitudes, balance de ecuaciones, cálculo estequiométrico, rendimiento de una reacción química, tipos de reacciones. Ecuaciones químicas Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones, en el que se señalan los reactantes (parte izquierda de las ecuaciones) y productos (parte derecha de las ecuaciones) de la reacción. Para ello es necesario conocer las formulas de las sustancias que intervienen en la reacción y además se cumple la les de conservación de las masas, deben buscarse los coeficientes de las moléculas intervinientes y obtener así el balanceo o igualdad de la ecuación química. Por ejemplo:  La flecha indica los productos que da como resultado esta reacción y el sentido en el que se realiza. Lo que le falta a esta ecuación es el balanceo o igualdad de masas, para lo cual lo único que tenemos que hacer es, multiplicar por 2 el acido clorhídrico o cloruro de hidrógeno:  Esta ecuación nos dice:
Con esto podemos pasar de un parámetro a otro, considerando las siguientes igualdades:  Existen otros parámetros que vamos a ver a continuación. Magnitudes Peso atómico: se define como las veces que un átomo es más pesado que otro tomado como referencia o como unidad. El patrón de la escala es el C (carbono) al que se le asigna un valor de 12. De esta manera el peso atómico es un número que representa las veces que este átomo es más pesado que la doceava (1/12 ava) parte del peso atómico del C. Por ejemplo: el peso atómico del Cl (cloro) es 35,5. Peso molecular: representa un número que indica que esa molécula es más pesada que la doceava parte del peso atómico del C. Por ejemplo: el peso molecular del HCl (ácido clorhídrico) es igual a 35,5 + 1 = 36,5. Átomo gramo: es el peso atómico expresado en gramos. En el ejemplo del Cloro, 35,5 gr. Mol o molécula gramo: se define como un número en gramos igual al peso molecular. En el ejemplo del HCl = 36,5 gr. Número de Avogadro: en un mol de moléculas o en un átomo gramo de cualquier sustancia se encuentran un número finito de átomos o moléculas individuales. Este número es el NA y su valor es 6,023 x 1023. Por ejemplo: en un mol de HCl = 36,5 gr = 6,023 x 1023 moléculas de HCl. Volumen molar: un mol de cualquier sustancia en condiciones normales (0 °C y 1 atm de presión) tienen igual número de moléculas, que es el NA. Por lo tanto el volumen molar es una constante igual a 22,4 litros. Volviendo al ejemplo de la primera hoja: Podemos decir: 12,046 x 1023 moléculas de HCl + 6,023 x 1023 átomos de Zn = 6,023 x 1023 moléculas de ZnCl2 + 6,023 x 1023 moléculas de H2. 44,8 lts de HCl + 22,4 lts de Zn = 22,4 lts de ZnCl2 + 22,4 lts de H2. Concentración y dilución de soluciones Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia presente en menor proporción se denomina soluto y la sustancia presente en mayor cantidad se denomina solvente. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una solución. Formas de expresar la concentración de una solución
Estos porcentajes pueden ser, masa/masa (como el del ejemplo de arriba), masa/volumen, volumen/volumen, pero en estos casos se ponen la unidades con lo que queda claro de cual % es.  En donde los g de solución son los gramos de soluto mas los gramos de solvente.
 Luego haciendo una regla de tres:   Luego: 
  
 
Ejemplo de aplicación: El H2SO4 del laboratorio es del 98 % de concentración, y densidad 1,84 g/CC. Calcular su molaridad, normalidad, Molalidad y fracción molar.
Balanceo de ecuaciones Al enfrentarnos a una reacción química lo primero que debemos hacer para resolver cualquier problema es igualar las cantidades de átomos de ambos lados de la reacción. Ya que en una reacción química lo que ocurre es una “reacomodación” de átomos, porque no se crea masa sino que se reubican lo átomos para formar otras moléculas distintas a la de origen. En el siguiente ejemplo vamos a realizar la igualación o balanceo:  Podemos ver que en el extremo izquierdo (reactivos) de la ecuación tenemos 2 átomos de Ca y en el extremo derecho (productos) tenemos 3 átomos de Ca, y como vimos no se pueden crear átomos por lo tanto colocamos un factor de 3 en el lado de los reactivos. Quedando de la siguiente manera:  De la misma manera, en la parte de los productos tenemos dos grupos fosfatos (PO4=), por lo tanto en los reactivos tendremos que colocar un factor de 2 para igualar la ecuación:  Lo único que nos falta es controlar los átomos de H y O; si vemos en la reacción anterior vemos que tendremos que colocar un factor de 6 en la molécula de agua. De esta manera la reacción quedará igualada.  Cálculo estequiométrico Las reacciones ponderales o de masa entre reactivos y productos en una reacción química representan la ESTEQUIOMETRIA de la reacción. La pregunta básica que se plantea en muchos cálculos estequiométricos es: “si se conocen las cantidades de las sustancias iniciales (REACTIVOS) es una reacción, ¿Qué cantidad de producto se formará?”. O a la inversa, “que cantidad de materia prima se necesita para obtener una cantidad específica de producto?”. En la práctica se usan lo visto anteriormente, moles y/o masas, volumen u otras unidades. La forma de determinar la cantidad de producto formado en una reacción se llama método del mol. Este se basa en el hecho de que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Por ejemplo:  El método mol consta de los siguientes pasos:
Tres tipos de cálculos estequiométricos: Moles de reactivos Moles de productos Gramos de reactivos Moles de reactivos Moles de productos Gramos de reactivos Moles de reactivos Moles de productos Gramos de productos Ejemplo: La siguiente reacción se da entre el litio y el agua: 
Respuesta:
 Paso 2: no se necesita realizar una conversión de unidades ya que la cantidad inicial de material, Li, está dada en moles. Paso 3: ya que 2 moles de Li forman 1 mol de H2, con la siguiente regla de tres simple calculamos: 2 moles de Li -------------------- 1 mol de H2 6,23 moles de Li -------------------- x = Moles de H2 producido.  Paso 4: este no se requiere. Paso 5: se comienza la reacción con 6,23 moles de Li y se producen 3,12 moles de H2. Como dos moles de Li producen un mol de H2, 3,12 moles es una cantidad razonable.
Paso 2: debemos expresar la masa en términos de moles, para lo cual: 6,94 gr ---------------------------- 1 mol de Li 80,57 gr -------------------------- x = (80,57/6,94) moles de Li = 11,61 moles de Li Paso 3: de la estequiometria (reacción) puedo ver que: 2 moles de Li -------------------- 1 mol de H2 11.61 moles de Li -------------------- x = Moles de H2 producido.  Paso 4: dado que nos piden la información en gramos tendremos que transformar los moles de H2 a gramos de H2: 1 mol de H2 ---------------------------- 2,08 gr de H2 5,81 moles de H2 ---------------------- x = (5,81*2,08) gr de H2 = 12,07 gr de H2. Paso 5: la cantidad de 12 gr de H2 es razonable. Reactivo limitante Cuando se produce una reacción química, los reactivos por lo general no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, o en las proporciones indicadas en la ecuación balanceada. El reactivo limitante será aquel que se consume primero en la reacción, dado que la cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra presente originalmente. Cuando se acaba este reactivo, no se forma más producto. Los otros reactivos presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente se denominan reactivos excedentes. Por ejemplo: el Hexafloruro de azufre es un compuesto que se forma por combustión de S en una atmósfera de F. la ecuación es la siguiente:  Esta ecuación indica que un mol de S reacciona con 3 moles de F2 para formar un mol de SF6. Supongamos que en cierta preparación se agregan 4 moles de S a 20 moles de SF6.
 Pero hay 20 moles de F2, mas de lo necesario para que reaccione completamente el S. Entonces el reactivo limitante deberá ser el S y el F2 el reactivo excedente. La cantidad de SF6 solo dependerá de la cantidad inicial de S presente. De otra forma, se podría ver cual es el reactivo limitante si calculamos el numero de moles que hacen falta para hacer reaccionar completamente los 20 moles de F2:  Como solo hay 4 moles de S presentes, se llega a la conclusión de que el S es el reactivo limitante. En los cálculos estequiométricos el primer paso es determinar quien es el reactivo limitante, luego se procede como se indico anteriormente con el Método del mol. Ejemplo: La urea ((NH2)2CO) se usa como fertilizante, como alimento para animales y en la industria de los polímeros. Se prepara por reacción del amoníaco (NH3) con el dióxido de carbono (CO2).  En un proceso, se hacen reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. Determine:
Desarrollo
PM NH3 = 17,03 g PMCO2 = 44,01 g   De la estequiometria se ve que por cada mol de CO2 se necesitan 2 moles de NH3, por lo tanto calculemos el número de moles que se necesitan de NH3:  Como solo hay 37,42 moles de amoníaco presentes, no son suficientes para que reaccione completamente en dióxido de carbono por lo tanto el amoníaco es el reactivo limitante y el dióxido de carbono el reactivo excedente.
 Como nos pide en masa hay que pasar los moles a gramos o masa, así: 
    Rendimiento de las reacciones El reactivo limitante está relacionado con la cantidad de producto que se puede obtener de una reacción. Esta cantidad se llama rendimiento de la reacción. Existen tres tipos: Rendimiento teórico: es la cantidad que se predice a partir de la reacción balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante, y es la máxima cantidad que se puede obtener. Rendimiento real: es la cantidad que se obtiene cuando se realiza la reacción en la practica, este valor generalmente es menor que el teórico. Esto se debe a varias razones, entre las que podemos nombrar la reversibilidad de las reacciones, reacciones incompletas, etc. Rendimiento porcentual: proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico, la expresión es la siguiente:  Tipos de Reacciones Dos tipos de reacciones comunes son las reacciones de combinación y las reacciones de descomposición. En las reacciones de combinación dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos: A + B C C (s) + O2 (g) CO2 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s) En las reacciones de descomposición un solo reactante se descompone para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos se comportan en esta forma cuando se calientan: C A + B 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Ejemplos de las reacciones de óxido reducción o redox: Baterías y pilas (de auto, NiCd, alcalinas), Corrosión y enmohecimiento de metales, Muchas de las reacciones metabólicas. |
