Reaccions Químiques Estequiometria (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Politécnica de Cataluña (UPC)
Grado Ingeniería de Diseño Industrial y Desarrollo del Producto - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 61
Fecha de subida 09/08/2014
Descargas 0
Subido por

Descripción

L'equació química, igualació de reaccions, mesura de substàncies, càlculs estequimètrics

Vista previa del texto

TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES.
ESTEQUIOMETRIA.
QUÍMICA Continguts Tema 6 1.
2.
3.
4.
5.
Introducció*.
L’equació química*.
Igualació de reaccions.
Mesura de substàncies.
Càlculs estequiomètrics.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 2 Bibliografia 1.
Petrucci, Harwood, Herring. QUIMICA GENERAL. 8ª ed.
Pearson Educación SA, Madrid 2003.
– Capítulo 1. “Las propiedades de la materia y su medida”.
Pg.1-32 – Capítulo 4. “Las reacciones químicas”. Pg.107-138 – Capítulo 5. “Introducción a las reacciones en disolución acuosa”. Pg.139-174 2. Whitten, Davis, Peck. QUIMICA GENERAL. 5ª ed. McGraw-Hill, Madrid 1998.
– Capítulo 1. “Los fundamentos de la química”. Pg.1-39 – Capítulo 2. “Fórmulas químicas y estequiometria de composición”. Pg. 40-79 – Capítulo 3. “Ecuaciones químicas y estequiometria de la reacción”. Pg. 80-111 – Capítulo 11. “Reacciones en disolución acuosa 2: cálculos”.
Pg.359-387 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 3 1. Introducció.* • • • 1.1. Conceptes.
1.2. Mesures experimentals. Precisió, exactitud, errors.
1.3. Xifres significatives.
Referències: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/unidades/medidas/medidas.htm http://fisic7.energia.uniovi.es/FisicaTelematica/Errores/Errores.htm TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 4 1.1. Conceptes.* • • • • Mol = Número d’avogadro de partícules (6,023·1023 partícules/mol). També s'utilitzen els mots molècula-gram pel mol de molècules i àtom-gram (at-g) pel mol d'àtoms.
Les masses atòmiques es mesuren en unitats de massa atòmica (u.m.a. o dalton), on una u.m.a. es una dotzena part de la massa d'un àtom de l'isòtop 12 del carboni. Per cada element s'utilitza la massa ponderada de tots els seus isòtops i aquest nombre (en u.m.a.) coincideix, per definició, amb la massa (en grams) d'un mol d'àtoms.
La massa molecular es defineix com la suma de les masses atòmiques dels àtoms que formen la molècula.
La massa molecular o atòmica és la magnitud que permet relacionar la massa de substància amb el nombre de mols: M= grams de substància mol TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 5 1.2. Mesures experimentals.* • • • • Precisió. La precisió d’una mesura experimental consisteix en la semblança dels resultats obtinguts cada cop que la mesura es repeteix. S’associa a la reproduibilitat.
Exactitud. L’exactitud en una mesura experimental consisteix en la semblança amb únic valor, acceptat com a resultat veritable, dels resultats obtinguts en cada mesura.
Error de mesura o experimental. La diferència entre el valor acceptat i el valor mesurat (en valor absolut) s’anomena error de la mesura.
Error instrumental. L’error instrumental és el valor mínim de magnitud que ens permet distingir l’aparell o instrument, també anomenat sensibilitat de l’aparell.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 6 1.2. Mesures experimentals.* • • • • Error de manipulació. En l’error de mesura o experimental, a més a més de l’error instrumental, hi intervé l’error que pot cometre la persona que està realitzant la mesura, que anomenem error de manipulació.
Error aleatori. Es tracta del compendi dels errors de manipulació juntament amb els causats per canvis en les condicions de mesura no controlades.
Error absolut. L’error en la mesura es defineix com error absolut: la diferència entre el valor acceptat i el valor mesurat, en valor absolut.
Error relatiu. És l’error absolut dividit pel valor acceptat (en valor absolut) i multiplicat per 100. Es tracta d’un percentatge que permet avaluar més fàcilment les proporcions de l’error.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 7 1.3. Xifres significatives.* • La quantitat o número que expressa el resultat de una mesura experimental ha de indicar l’error de la mesura. Normalment el número porta implícit l’error experimental ja que es considera que totes les xifres son exactes excepte la última, la de la dreta, que podrà diferir en una unitat del valor real. Altrament, caldrà que s’expressi de forma explícita.
• Exemple: 36,5 cm  36,5 ± 0,1 cm • Les xifres significatives son les xifres exactes de un valor més la primera inexacta.
El nombre de xifres significatives de una dada corresponen al nombre de dígits contats d’esquerra a dreta a partir del primer diferent de zero.
• TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 8 1.3. Xifres significatives.* • • • • Exemples: – 2,34 cm → 3 xifres – 0,0234 m → 3 xifres – 2,34·10-5 Km → 3 xifres – 100 → depèn: 1·102 te 1 xifra i 1,00·102 te tres xifres. En general s’entén que 100 te 3 xifres significatives.
– 100 cm/m → infinit (les quantitats definides no limiten les xifres significatives) –  → pràcticament infinit (determinats valors es poden conèixer amb una quantitat elevada de xifres significatives i no limiten els resultats com les quantitats definides) Al sumar o restar diferents dades el resultat no pot tenir més xifres decimals que el sumand amb menys xifres decimals.
Al multiplicar o dividir el resultat ha de tenir les mateixes xifres significatives que el valor emprat amb menys xifres significatives.
Excepcionalment, si la primera xifra del resultat és 1 es pot afegir una xifra significativa més.
Per arrodonir els resultats segons el que s’indica en els punts anteriors, a la última xifra significativa del resultat se li haurà d’augmentar una unitat si la primera xifra següent, que eliminem, es major que 5 (o que 50000...).
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 9 2. L’equació química.* • • 2.1. Equació química 2.2. Estats físics i condicions de reacció Referències: http://www.castellnoudigital.com/recursos/doc/080918-unitat-06-41267.pps TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 10 2.1. Equació química.* • • Una equació química és la representació simbòlica i abreujada de la reacció química a la que fa referència.
Està formada per: – En 1er lloc els reactius o substàncies que reaccionen, separats entre si per símbols de suma.
– En 2on lloc una fletxa que apunta cap a la dreta (→). En determinades ocasions s’utilitzaran dues fletxes invertides l’una respecte a l’altre   quan la reacció pot funcionar en ambdós sentits.
– En 3er lloc els productes o substàncies formades per l’acció de la reacció, separats entre si per símbols de suma.
– A cadascun dels reactius i productes li correspon un coeficient o factor que indica la proporció en que ha d’intervenir en la reacció. S’anomena coeficient estequiomètric.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 11 2.1. Equació química.* • Exemple: – El metà reacciona amb l'oxigen de l'aire per formar anhídrid carbònic i aigua. Hom podria representar: CH4 + O2 → CO2 + H2O – Si considerem molècules i àtoms, està clar que la reacció no es pot produir tal i com està ja que hi ha més O al final que el principi. Cal indicar les proporcions en que es fa la reacció afegint-hi els coeficients estequiomètrics: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O • Al procés d’assignació de coeficients estequiomètrics s’anomena igualació de la reacció.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 12 2.2. Estats físics i condicions de reacció.* • Si, en lloc de representar molècules i àtoms, volem representar les substàncies cal afegir en quin estat físic es troben. S’indica darrera de cada reactiu i producte entre parèntesi i utilitzant la següent clau: – s sòlid – l líquid – g gas – aq dissolució aquosa • Exemple: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) • També es poden indicar en l’equació química altres condicions que calen per a que la reacció es produeixi, generalment, expressant-ho a sobre o a sota de la fletxa central. Per exemple la utilització de calor (D), la presència de catalitzadors, la temperatura o pressió a la que es realitza, etc.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 13 3. Igualació de reaccions.
• • • • 3.1. Mètode algebraic.* 3.2. Mètode de tempteig.
3.3. Mètode per les reaccions àcid base.* 3.4. Mètodes per les reaccions red-ox.
– Mètode del canvi del número d'oxidació – Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
– Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi bàsic.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 14 3.1. Mètode algebraic.* • • • • • S’assigna a cada reactiu i producte un coeficient estequiomètric incògnita.
S’obté un sistema matemàtic d’equacions on cada element present a la reacció genera una equació. A l’equació de cada element s’estipula que el nombre d’àtoms de l’element ha de ser el mateix en els reactius que en els productes.
Posteriorment es resol el sistema matemàtic i s’obtenen els coeficients.
Sovint, el sistema matemàtic te múltiples solucions, per la qual cosa s’assignarà el valor de 1 a un qualsevol dels coeficients incògnita, per generar la resta de valors. (Les solucions no considerades, normalment, son múltiples de la correcta).
Es comprovarà que els resultats siguin coherents químicament.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 15 3.1. Mètode algebraic.* • No s’empra gaire, ja que, sovint, es fa més complex que altres mètodes amb criteris químics i perquè, de vegades, hi ha més d’un conjunt de solucions matemàtiques, encara que la química només sigui una.
• Exemple: a Fe + b O2 → c Fe2O3 – Sistema d’equacions generat: - Eq. Fe: a=2c - Eq. O: 2b=3c – El sistema te una solució múltiple. Assignem a=1, llavors c=½ i b=¾.
– Donat que cal que siguin nombres sencers (excepte quan es marca una quantitat fixa per algun reactiu o producte), multipliquem per 4 i el resultat és: a=4, c=2 i b=3.
4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 – Si haguéssim fet c=1 o b=1 el resultat final hagués estat igual.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 16 3.2. Mètode de tempteig • • • • Implica anar assignant els coeficients estequiomètrics partint de suposar-ne alguns d’inicials.
És un mètode bo per les reaccions senzilles i alguns tipus de reaccions específics, com les combustions.
El més habitual és veure de igualar primer els elements que només apareixen en un sol reactiu i un sol producte. Es considera un coeficient d’aquests com a 1 i es mira quin seria l’altre.
Els elements que apareixen a varies substàncies es deixen pel final, quan la resta ja estan igualats, sobretot si apareixen en una substància elemental (com l’O2 a les combustions) TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 17 3.2. Mètode de tempteig • Exemple: a C4H10 + b O2 → c CO2 + d H2O – Igualem el C: considerem a=1, llavors c=4.
– Igualem l’H: si a=1, llavors d=5.
– Queda l’O: si c=4 (8 O) i d=5 (5 O) cal posar 13 O com a reactius, per tant b=13/2 C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O – Si la reacció és la de combustió del butà, ja està correctament igualada, ja que llavors es fa específicament per 1 mol de butà (per a=1). Però si no, llavors cal multiplicar per 2 tots els coeficients per tal d’eliminar el fraccionari (b).
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 18 3.3. Mètode per les reaccions àcid base.* • • • • Existeixen diversos mètodes de igualació per grups de reaccions específiques. Molts d’ells no s’utilitzen ja que amb el mètode de tempteig es poden igualar fàcilment. Només quan les reaccions son complicades, varis elements i varies substàncies, poden ser útils. Dos d’aquests casos son les reaccions àcid-base i les reaccions red-ox.
Les reaccions àcid-base tenen una estructura bàsica: àcid 1 + base 2 → base 1 + àcid 2 Que es pot complicar ocasionalment amb una segona reacció consecutiva (com pot ser la descomposició d’algun dels productes) En general, la igualació es simplifica si es considera que només hi ha tres tipus de processos: a) intercanvi de H+, b) intercanvi de OH- i c) unió de H+ i OH- per formar aigua.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 19 3.3. Mètode per les reaccions àcid base.* • Exemple a) intercanvi de H+: HCl + Na2CO3 → CO2 + NaCl + H2O – L’HCl ha donat els protons al CO32-, i després l’H2CO3 s’ha trencat en CO2 + H 2O – Com el CO32- admet dos H+ per formar l’H2CO3 calen 2 HCl.
– Finalment el Na+ i el Cl- s’igualen posant el coeficient adequat al NaCl: 2 HCl + Na2CO3 → CO2 + 2 NaCl + H2O • Exemple b) intercanvi de OH-: AlCl3 + NaOH → Al(OH)3 + NaCl – El NaOH cedeix els seus OH- a l’Al3+ per formar Al(OH)3, com calen 3 OHs’han de posar 3 NaOH.
– Finalment el Na+ i el Cl- s’igualen posant el coeficient adequat al NaCl: AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 20 3.3. Mètode per les reaccions àcid base.* • Exemple c) unió de H+ i OH- per formar aigua: NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O – L’H2SO4 dóna 2 protons, l’NaOH només dóna 1 hidròxid. Caldrà posar 2 ions hidròxid per unir als 2 protons i formar 2 aigües: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 21 3.4. Mètodes per les reaccions red-ox.
• • • En general, les reaccions difícils d’igualar contenen dos o més reaccions més simples. Només les reaccions red-ox són, per si soles, prou complicades com per requerir mètodes d’igualació específics.
Primer cal identificar que una reacció és red-ox. Son aquelles en les que un o dos elements (o més) canvien de nombre d’oxidació.
Per exemple, totes les reaccions en les que intervé una substància elemental són red-ox, com les combustions.
Un cop identificada, cal emprar un dels següents mètodes per igualar-la: – Mètode del canvi del número d'oxidació – Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
– Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi bàsic.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 22 Mètode del canvi del número d'oxidació • És un mètode adequat per les reaccions red-ox senzilles. Per les reaccions complicades, moltes substàncies o molts elements diferents, són millors els mètodes posteriors. Es realitza així: 1. Cal establir quins elements donen la oxidació i quins la reducció i igualar ambdues semireaccions. Per establir ambdues semireaccions només es consideren els elements concrets que canvien de nombre d’oxidació i no els compostos del quals formen part.
2. La igualació no es limita als àtoms, si no que també s’han d’igualar les “càrregues” representades pels nombres d’oxidació afegint electrons (càrregues negatives).
3. En global cal que el nombre d’electrons intercanviats, donats en la oxidació i agafats en la reducció, sigui el mateix, la qual cosa s’assoleix repetint cada semireacció les vegades que calguin i al final es sumen totes.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 23 Mètode del canvi del número d'oxidació 4. Un cop igualat el veritable procés red-ox, cal igualar la resta d’elements per tempteig. Si n'hi ha gaires aquest pas pot ser molt complicat.
• Quan apareixen compostos orgànics l’assignació del nombre d’oxidació al C pot ser complicada, per la qual cosa s’estableixen unes normes específiques pels àtoms lligats a aquest C: – Al O se l’hi assigna un nombre d’oxidació -2, si forma doble enllaç, o -1 si forma enllaç senzill.
– Al N se l’hi assigna nombre d’oxidació -3, si forma enllaç triple, -2, si forma doble enllaç, o -1 si forma enllaç senzill.
– Als halògens se’ls hi assigna nombre d’oxidació -1.
– Als C i als H se’ls hi assigna nombre d’oxidació +1.
– El C tindrà el nombre d’oxidació que, sumat als dels àtoms enllaçats, doni zero.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 24 Mètode del canvi del número d'oxidació • Exemple: – – – – – – Fe + O2 → Fe2O3 Canvien de nombre d’oxidació Fe i O: • Fe (0) → Fe (3+) • O (0) → O (2-) Igualació de càrregues: • Fe (0) → Fe (3+) + 3 e• O (0) + 2 e- → O (2-) Igualació d’electrons: • [Fe (0) → Fe (3+) + 3 e-] x 2 • [O (0) + 2 e- → O (2-)] x 3 Reacció suma: • 2 Fe (0) + 3 O (0) → 2 Fe (3+) + 3 O (2-) Que traslladada a la reacció global dóna: • 2 Fe + 3/2 O2 → Fe2O3 Cal eliminar el coeficient fraccionari multiplicant tot per 2: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 25 Mètode del canvi del número d'oxidació • Exemple: H+ + CH3CH2OH + Cr2O72- → Cr3+ + CH3CHO + H2O – – – – – Canvien de nombre d’oxidació C (carboni 1) i Cr: • C (2-) → C (0) • Cr (6+) → Cr (3+) Igualació de càrregues: • C (2-) → C (0) + 2 e• Cr (6+) + 3 e- → Cr (3+) Igualació d’electrons: • [C (2-) → C (0) + 2 e-] x 3 • [Cr (6+) + 3 e- → Cr (3+)] x 2 Reacció suma: • 3 C (2-) + 2 Cr (6+) → 3 C (0) + 2 Cr (3+) Que traslladada a la reacció global dóna: • H+ + 3 CH3CH2OH + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 3 CH3CHO + H2O TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 26 Mètode del canvi del número d'oxidació – – Cal igualar els O i els H per tempteig. Cal començar considerant només les substàncies ja igualades per la red-ox. Hi ha 10 O en els reactius igualats i 3 O en els productes igualats (sense comptar l’aigua). Cal afegir 7 aigües per igualar els O.
• H+ + 3 CH3CH2OH + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 3 CH3CHO + 7 H2O Hi ha 18 H en els reactius igualats (sense comptar el protó), i 26 H en els productes igualats. Cal afegir 8 H+: 8 H+ + 3 CH3CH2OH + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 3 CH3CHO + 7 H2O TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 27 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox.
• 1.
2.
3.
4.
5.
6.
És un mètode adequat per les reaccions red-ox complexes. Es similar al mètode del canvi del número d’oxidació; però el millora al considerar ions en lloc del elements sols. Es realitza així: Cal establir quins elements donen la oxidació i quins la reducció.
Per establir ambdues semireaccions es consideren els ions que formen els elements concrets que canvien de nombre d’oxidació. Cal considerar que els òxids no es separen en ions i les substàncies no iòniques es consideren senceres.
S’han d’igualar primer els àtoms de cada semireacció.
S’han d’igualar després les càrregues dels ions o compostos afegint electrons (càrregues negatives).
Cal repetir cada semireacció les vegades que calguin per igualar els electrons totals i al final es sumen totes.
Finalment, s’igualen per tempteig els ions espectadors (que no intervenen directament en la red-ox) TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 28 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
• • El pas 3 és el que estableix diferències en funció del medi. Si el medi és àcid podem igualar els H i els O amb els protons. Pels H només cal afegir H+ on hi faltin i pels O cal utilitzar la reacció 2 H+ + (O) → H2O On hi faltin O s’hi posen tantes aigües com O faltin i en el sentit contrari s’hi posen el doble de H+.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 29 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
• Exemple: KMnO4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O – – – – Canvien de nombre d’oxidació Mn i O (de H2O2): • MnO4─ → Mn2+ • H 2O 2 → O 2 Igualació d'àtoms: • MnO4─ + 8 H+→ Mn2+ + 4 H2O • H 2O 2 → O 2 + 2 H + Igualació de càrregues: • MnO4─ + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O • H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 eIgualació d’electrons: • [MnO4─ + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O] x 2 • [H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e-] x 5 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 30 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
– Reacció iònica : • 2 MnO4─ + 16 H+ + 5 H2O2 → 5 O2 + 10 H+ + 2 Mn2+ + 8 H2O – S’eliminen els H+ repetits: • 2 MnO4─ + 6 H+ + 5 H2O2 → 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O – Que traslladada a la reacció global dóna: • 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4  2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O – Cal comprovar que els ions espectadors estiguin igualats i, en tot cas, igualar-los per tempteig. En aquest cas els ions espectadors són els SO42- i els K+. Cal afegir 2 K+ i 1 SO42- com a productes, formant el K2SO4 que faltava: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 31 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
• Exemple: H2SO4 + CH3CH2OH + K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3 + CH3CHO + H2O + K2SO4 – – – – Canvien de nombre d’oxidació C (carboni 1) i Cr: • CH3CH2OH → CH3CHO • Cr2O72- → Cr3+ Igualació d'àtoms: • CH3CH2OH → CH3CHO + 2 H+ • 14 H+ + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 7 H2O Igualació de càrregues: • CH3CH2OH → CH3CHO + 2 H+ + 2 e• 14 H+ + Cr2O72- + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O Igualació d’electrons: • [CH3CH2OH → CH3CHO + 2 H+ + 2 e-] x 3 • [14 H+ + Cr2O72- + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O] x 1 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 32 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi àcid.
– Reacció iònica : • 14 H+ + 3 CH3CH2OH + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 3 CH3CHO + 6 H+ + 7 H2O – S’eliminen els H+ repetits: • 8 H+ + 3 CH3CH2OH + Cr2O72- → 2 Cr3+ + 3 CH3CHO + 7 H2O – Que traslladada a la reacció global dóna: • 4 H2SO4 + 3 CH3CH2OH + K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3 + 3 CH3CHO + 7 H2O – Cal comprovar que els ions espectadors estiguin igualats i, en tot cas, igualar-los per tempteig. En aquest cas els ions espectadors són els SO42- i els K+. Cal afegir 2 K+ i 1 SO42- com a productes, formant el K2SO4 que faltava: 4 H2SO4 + 3 CH3CH2OH + K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3 + 3 CH3CHO + 7 H2O + K2SO4 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 33 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi bàsic.
• • • • Si per realitzar el pas 3 el medi és bàsic podem igualar els H i els O amb els OH- i les H2O.
Les relacions a utilitzar son: H2O + (O) → 2 OHH2O → OH- + (H) On hi faltin O cal posar-hi el doble de OH- i en el sentit contrari el mateix nombre d’H2O.
On hi faltin H cal posar-hi el mateix nombre d’H2O i en el sentit contrari el mateix nombre OH-.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 34 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi bàsic.
• Exemple: KClO + KOH + KCrO2 → KCl + H2O + K2CrO4 – – – – Canvien de nombre d’oxidació Cl i Cr: • ClO- → Cl• CrO2- → CrO42Igualació d'àtoms: • ClO- + H2O → Cl- + 2 OH• CrO2- + 4 OH- → CrO42- + 2 H2O Igualació de càrregues: • ClO- + H2O + 2 e- → Cl- + 2 OH• CrO2- + 4 OH- → CrO42- + 2 H2O + 3 eIgualació d’electrons: • [ClO- + H2O + 2 e- → Cl- + 2 OH-] x 3 • [CrO2- + 4 OH- → CrO42- + 2 H2O + 3 e-] x 2 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 35 Mètode de l'ió-electró per les reaccions red-ox en medi bàsic.
– Reacció iònica : • – – – 3 ClO- + 3 H2O + 2 CrO2- + 8 OH- → 3 Cl- + 6 OH- + 2 CrO42- + 4 H2O S’eliminen els OH- i les H2O repetits: • 3 ClO- + 2 CrO2- + 2 OH- → 3 Cl- + + 2 CrO42- + H2O Que traslladada a la reacció global dóna: • 3 KClO + 2 KOH + 2 KCrO2 → 3 KCl + H2O + 2 K2CrO4 Cal comprovar que els ions espectadors estiguin igualats i, en tot cas, igualar-los per tempteig. En aquest cas els ions espectadors són els K+, que al compensar les càrregues negatives, ja igualades, queden igualats només afegir-los: 3 KClO + 2 KOH + 2 KCrO2 → 3 KCl + H2O + 2 K2CrO4 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 36 4. Mesura de substàncies.
• • • 4.1. Mesura de líquids.
4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
4.3. Mesura de gasos.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 37 4.1. Mesura de líquids.
• • La forma més habitual de mesurar o quantificar un líquid és mitjançant el seu volum (V). Les unitats més habituals són: mL=cm3, L o m3.
Per poder traduir la quantitat a massa cal la densitat (). Les unitats més habituals són: g/mL=g/cm3.
 g  w (g) = ρ  3  V (cm 3)  cm  • Per poder traduir la quantitat a mols calen la densitat i el pes molecular (M).
n (mol) = • 1  mol   g  3   ρ  3  V (cm ) M  g   cm  En el cas de les barreges homogènies de líquids es mesurarà com s’indica en l’apartat de dissolucions.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 38 4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
• • • • • En Química és molt freqüent treballar amb dissolucions, sobretot aquoses. En aquest cas, la mesura de la dissolució en conjunt es fa, com amb qualsevol líquid, mesurant el volum.
Però, sovint, és necessari conèixer el contingut de un dels components de la dissolució, per a la qual cosa utilitzarem la magnitud de la concentració.
La concentració és una magnitud relativa ja que expressa la quantitat de un component de la dissolució respecte del total o de un altre component.
Dels diferents components de una dissolució el que està en major proporció s’anomena dissolvent i a la resta se’n diuen soluts.
Normalment s’utilitza la concentració d’un solut respecte del dissolvent o del total de dissolució.
Les diverses formes d'expressar les quantitats de solut, de dissolvent o de dissolució donen lloc a diferents unitats, que per simplificar podem classificar per la forma de mesurar el solut: – Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en massa.
– Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en mols.
– Altres concentracions TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 39 4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
• Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en massa.
– Percentatge en pes (%) respecte a la dissolució: %= grams de solut 100 g de dissolució – Percentatge en pes (%) respecte al dissolvent (cal indicar-ho expressament): grams de solut %= 100 g de dissolvent – Concentració en g/L respecte a la dissolució: c= grams de solut litre de dissolució TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 40 4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
• Concentracions amb la quantitat de solut mesurada en mols.
Químicament són les mes emprades: – Molaritat (M) o mols de solut per litre de dissolució: mols de solut litre de dissolució M= – Molalitat (m) o mols de solut per quilogram de dissolvent: m= mols de solut kg de dissolvent – Fracció molar (X) o mols de solut per mol de dissolució: Xi = mols de solut i mols totals de dissolució TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 41 4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
• Altres concentracions. En alguns casos particulars es segueixen emprant unitats de concentració específiques: – Percentatge en volum (%vol) o litres de solut per 100 litres de dissolució. S’utilitza habitualment per barreges (dissolucions) de gasos. En el cas de les begudes alcohòliques els graus alcohòlics són el %vol d’alcohol.
litres de solut % vol = 100 litres de dissolució – Els volums d'aigua oxigenada, un tipus molt específic d'unitat de concentració. Es defineixen com els litres d'oxigen, mesurats en condicions normals (a 0ºC i 1 atm tots els gasos ideals fan 22,4 mol/L), que produiria un litre de dissolució aquosa de peròxid d'hidrogen al descomposar-se.
vol H 2 O 2 litres d oxigen = litre de dissolució TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 42 4.2. Mesura de substàncies en dissolució.
– Normalitat (N) o equivalents gram (eq-g) de solut per litre de dissolució: N= eq-g de solut litre de dissolució – És una magnitud desaconsellada per la IUPAC i que està en desús; però que encara sovint la trobarem, per la qual cosa cal conèixer-la. La dificultat ve donada pels equivalents-gram (eq-g) . Aquesta magnitud pot tenir diferents significats ja que sempre es refereix a un tipus concret de reacció i cal definir exactament quin és: • L'equivalent de combinació d'un element és la quantitat d'aquest que es pot combinar amb 1 g d'hidrogen o amb 8 g d'oxigen. Per un mateix element aquesta quantitat pot ésser diferent: el S al formar el SO2 utilitza 8 g per combinar amb 8 g de O (4 eq-g/mol), mentre que al formar el SO3 n'utilitza 5,3 g (6 eq-g/mol). En general, el nombre d’eq-g de combinació s’assimila al nombre de càrregues associat a la substància o espècie considerada. En el AgCl val 1 eq-g/mol, en el CaCO3 son 2 eq-g/mol.
• L'equivalent àcid-base d'un compost és la quantitat de substància que pot neutralitzar o cedir un mol de protons. En el H2SO4 2 eq-g/mol.
• L'equivalent red-ox d'un compost és la quantitat de substància que pot rebre o donar un mol d'electrons. També en aquest cas l'equivalent pot ser diferent per una mateixa substància: un mol de NaMnO4 capta 5 mols d'electrons (5 eq-g/mol) quan es redueix a Mn2+, però en capta 3 mols (3 eq-g/mol) quan es transforma a MnO2.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 43 4.3. Mesura de gasos.
• • • La forma més habitual de mesurar o quantificar un gas és mitjançant el seu volum (V). Les unitats més habituals són: mL=cm3, L o m3.
Donat que els gasos canvien de volum fàcilment, en funció de la temperatura (T) i la pressió (P) ambientals, cal utilitzar una equació que ens permeti relacionar la quantitat de matèria amb el volum per a qualsevol temperatura i pressió. Aquest tipus d’equació s’anomena equació d’estat i en el cas dels gasos en disposem de varies, en funció de la seva aproximació a la realitat.
Mentre no s’especifiqui un altre equació d’estat es farà servir la dels gasos ideals. Tot i que aproximada, per les condicions ambientals habituals dóna bons resultats i és més simple que la resta d’equacions d’estat.
n= P V RT TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 44 4.3. Mesura de gasos.
• En funció del conjunt d’unitats emprats la constant R va agafant diversos valors: – – – – – – • • 8,31441 J / K mol = 8,31441 Pa m3 / K mol = 0,0831441 bar dm3 / K mol = 0,08205746 atm L / K mol = 62,3637 torr L / K mol = 1,987 cal / K mol Habitualment, n es mesura en mols, T en kelvins (K), P en atmosferes (atm) i el V en litres (L). En aquestes condicions: R= 0,08205746 atm L / K mol Quan T= 0 oC (= 273,15 K) i P= 1 atm (=760 mmHg= 1,01325 105 Pa) se’n diu que el gas està en condicions normals i cada mol mesura 22,4 L: 22,4 L / mol en C.N.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 45 4.3. Mesura de gasos.
• En el cas de les barreges de gasos s’utilitzen el %vol i Xi Xi = • % vol i 100 O les pressions parcials definides com les pressions de cada gas com si estigués sol en les mateixes condicions ambientals: RT V Pi = ni • Sovint serà útil considerar que la suma de totes les pressions parcials és la pressió total: P =  Pi i TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 46 5. Càlculs estequiomètrics.
• • • • • 5.1. Introducció.
5.2. Reactiu limitant i reactius en excés.
5.3. Rendiment d'una reacció.
5.4. Determinació de pureses o concentracions.
5.5. Determinació de fórmules empíriques • 5.6. Determinació de pesos moleculars.
Referències: http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html http://es.wikipedia.org/wiki/Categoría:Estequiometría http://en.wikipedia.org/wiki/Category:Stoichiometry TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 47 5.1. Introducció.
• L’estequiometria es el càlcul de les relacions quantitatives entre reactius y productes d’una reacció química.
• Per realitzar els càlculs estequiomètrics emprarem el que s’anomena anàlisi dimensional.
• En qualsevol càlcul la multiplicació per 1 no modifica el resultat; però en física o química els factors de conversió permeten, multiplicant per 1, canviar d’unes unitats (o magnituds) a unes altres i, partint de dades conegudes, determinar-ne altres de desconegudes.
1m 100 cm 1m 1 m = 100 cm  = =1  =1 100 cm 100 cm 100 cm • Aquest sistema ens permet fer canvis d’unitats o, fins i tot, canvis de magnituds si utilitzem magnituds relatives.
10-10 m 100 cm 1Å=1Å = 10-8 cm 1Å 1m TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 48 5.1. Introducció.
• Coneixent la densitat d’una dissolució podem passar de volum a massa de dissolució, fent un canvi de magnituds: 1,3 g dissolució 10 ml dissolució = 10 ml dissolució x = 13 g dissolució 1 ml dissolució • Aquesta filosofia ens permetrà determinar les quantitats de reactius i/o productes que intervenen en una reacció, conegudes les seves relacions o coeficients estequiomètrics.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 49 5.2. Reactiu limitant i reactius en excés.
• • • • Els coeficients estequiomètrics ens marquen les relacions molars que tenen les substàncies d’una reacció; però, en la realitat, quan barregem uns reactius per fer la reacció, difícilment posarem les proporcions exactes. El reactiu que, comparat amb la estequiometria de la reacció, s’ha posat en proporcions inferiors serà el reactiu limitant, ja que quan aquest s’esgoti la resta no podrà seguir reaccionant i en sobrarà, són els reactius en excés.
La quantitat de productes formats només vindrà donada per la quantitat de reactiu limitant utilitzada, la quantitat en excés de la resta de reactius queda sense reaccionar i no formarà productes.
Per determinar el reactiu limitant cal comparar les proporcions dels reactius presents amb les proporcions estequiomètriques. El reactiu que doni les proporcions menors serà el limitant.
Donat que els coeficients estequiomètrics són molars, cal determinar les proporcions dels reactius en mols, per poder fer la comparació.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 50 5.2. Reactiu limitant i reactius en excés.
• • Podem comprovar quin és el reactiu limitant comparant les quantitats que es formarien de un producte concret a partir de les quantitats inicials de cadascun dels reactius. El reactiu limitant és el que donarà menys producte. Aquesta és una forma tradicional de determinació del reactiu limitant; però és mes llarga i requereix més càlculs.
Un cop determinat el reactiu limitant totes les quantitats reaccionades es calculen a partir d’aquest. Es a dir, el reactiu limitant determina tant la quantitat de productes formada com la quantitat de reactius reaccionada i, conseqüentment, les quantitats de reactius en excés o sense reaccionar.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 51 5.2. Reactiu limitant i reactius en excés.
• Exemple: – La reacció de combustió del butà és: 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O – Si inicialment disposem de 1 mol de C4H10 y 1 mol de O2, quin serà el reactiu limitant? 1 mol C 4 H10 inicials   = 0,5  2 mol C H estequiomètrics    4 10    O 2 menor proporció  O 2 reactiu limitant 1 mol O inicials 2  = 0,077  13 mol O 2 estequiomètrics  – Si calculem la quantitat de, per exemple, CO2 que formaria cada reactiu: 8 mol CO 2   1 mol C H inicial = 4 mol CO 4 10 2   2 mol C 4 H10      O 2 dóna menys producte  O 2 reactiu limitant 1 mol O inicial 8 mol CO 2 = 0,62 mol CO  2 2   13 mol O 2 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 52 5.3. Rendiment d'una reacció.
• • • Fins a aquí hem considerat que una reacció es produeix sempre totalment. En la realitat, les reaccions, per diferents motius, poden produir menys productes dels esperats. Per quantificar aquesta diferència entre el que s’espera i el que s'obté es defineix el rendiment.
El rendiment es defineix com el nombre de mols de producte realment obtinguts per cada 100 mols de producte teòricament obtenibles: mols producte obtinguts g producte obtinguts R= = 100 mols producte teòrics 100 g producte teòrics El rendiment només s’utilitza per determinar les quantitats de productes.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 53 5.3. Rendiment d'una reacció.
• Exemple: – D’un mineral amb un 5,02 % de pirargirita (Ag3SbS3) s’extreu la plata amb un rendiment del 92,11 %. Quina quantitat de mineral es necessita per obtenir 2,00 kg de Ag pura?. Dades: M(Ag3SbS3)= 541,58 g/mol, M(Ag)= 107,880 g/mol.
Volem obtenir un valor que no és relatiu, és absolut: massa de mineral. Per tant hem de partir de un altre valor també absolut. De les dades que ens donen l’únic valor absolut és el de 2,00 kg de Ag.
Tot i que no ens donen el procés químic concret (la reacció o reaccions) la proporció estequiomètrica ve donada per les proporcions de plata en les fórmules moleculars.
Cada mol de Ag3SbS3 donarà (teòricament) 3 mols de Ag.
Donat que la relació estequiomètrica es dóna en mols, caldrà convertir les dades de massa a mols, aplicar la relació i revertir de nou a massa.
2,00 kg Ag 1000 g Ag 1 mol Ag 100 mol Ag teórics 1 mol Ag 3SbS3 541,58 g Ag 3SbS3 1 kg Ag 107,880 g Ag 92,11 mol Ag 3 mol Ag teórics 1 mol Ag 3SbS3 100 g mineral 1 kg mineral = 72,4 kg mineral 5,02 g Ag 3SbS3 1000 g mineral TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 54 5.4. Determinació de pureses o concentracions.
• • • Suposem que tenim una barreja de dues substàncies, de la qual en volem saber la composició. Podem fer reaccionar totalment una de les dues substàncies, transformant-la en algun producte fàcilment mesurable. Si coneixem la quantitat de producte final i l'estequiometria de la reacció podrem determinar la quantitat de substància que ha reaccionat, es a dir, la quantitat inicial d'aquesta substància en la barreja.
De vegades, és la quantitat de reactiu afegit per completar la reacció el que es mesura. Aquests mètodes permeten determinar concentracions de dissolucions, pureses de compostos, etc.
Segons com siguin les reaccions utilitzades i els mètodes de mesura del producte format o reactiu afegit, tenim diferents mètodes analítics, d'entre els quals podem esmentar les valoracions volumètriques d'àcids i bases, valoracions red-ox (permanganimetries, iodimetries, etc.), les gravimetries de precipitació, etc.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 55 5.4. Determinació de pureses o concentracions.
• Exemple: – Una mescla de NaCl i KCl pesa 5,4892 g. La mostra es dissol en aigua i es fa reaccionar amb AgNO3 en excés, formant-se 12,7052 g de AgCl. Determineu la composició de la mescla. Dades: M(NaCl)= 58,443 g/mol, M(KCl)= 74,551 g/mol, M(AgCl)= 143,321 g/mol.
Les reaccions igualades són: NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s)  KCl (aq) + AgNO3 (aq) → KNO3 (aq) + AgCl (s)  Les dues dades que ens donen són el pes de AgCl i el pes total de mescla i volem trobar %NaCl i %KCl. Si formem 2 equacions amb 2 incògnites es podrà resoldre. La relació a partir del pes de AgCl és que tot el clor inicial pasa al AgCl, per tant, els mols totals de AgCl han de ser iguals als mols sumats de NaCl i KCl. La segona equació a partir del pes de mescla és que és igual a la suma de pesos de NaCl i KCl: m NaCl m KCl  + n AgCl =n NaCl +n KCl  M M KCl  NaCl m  NaCl+KCl =m NaCl +m KCl  m NaCl = 4,0624 g NaCl   m KCl = 1,4268 g KCl m NaCl m KCl 1 mol AgCl  = + 12,7052 g AgCl 143,321 g AgCl 58,443 g/mol 74,551 g/mol  5,4892 g = m +m NaCl KCl  4,0624 g NaCl 100= 74,01 % 5,4892 g mescla % KCl = 100 - % NaCl = 100 - 74,01 = 25,99 % % NaCl = TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 56 5.5. Determinació de fórmules empíriques.
• Si d’una substància desconeguda, en determinem la composició elemental podem calcular la fórmula empírica. Mitjançant reaccions de descomposició, mesurant la quantitat de productes formats, podem saber la composició elemental del reactiu desconegut i, per tant, la seva fórmula empírica.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 57 5.5. Determinació de fórmules empíriques.
• Exemple: – La combustió de 2,573 g d’un compost orgànic, format per C, H i O, ha donat 5,143 g de CO2 i 0,9015 g d’H2O. Determineu la fórmula del compost. Dades: M(CO2)= 44,0103 g/mol, M(H2O)= 18,0153 g/mol, M(C)= 12,01115 g/mol, M(O)= 15,9994 g/mol , M(H)= 1,00797 g/mol.
La combustió igualada és: (CxHyOz)n + n (x+y/4) O2 → n x CO2 + n y/2 H2O Però el que és important és que la proporció estequiomètrica ve donada per les proporcions de cada element (C i H) en les fórmules moleculars. La quantitat de C i H en els productes permetrà saber quant n’hi havia en el compost.
L’O dels productes prové també del O2 per tant no es pot saber directament quant n’hi havia en el compost. S’haurà de determinar per diferència entre la massa total de compost i la massa de C i H calculada.
Per tant haurem de determinar primer els mols de cada element presents en el compost i desprès determinar-ne les proporcions per obtenir la fórmula empírica.
Els mols de cada element presents en el compost són una dada absoluta, caldrà partir d’una altre dada absoluta: la massa del producte que conté cada element.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 58 5.5. Determinació de fórmules empíriques.
1 mol CO2 1 mol Cproducte 1 mol Creactiu =0,11686 mol Creactiu 44,0103 g CO 2 1 mol CO 2 1 mol Cproducte 1 mol H 2 O 2 mol H producte 1 mol H reactiu 0,9015 g H 2 O =0,10082 mol H reactiu 18,0153 g H 2 O 1 mol H 2 O 1 mol H producte 12,01115 g C reactiu   0,11686 mol C = 1,4036 g C reactiu reactiu   1 mol C reactiu     1,5052 g (H+C) reactiu 1,00797 g H reactiu 0,10082mol H = 0,10162 g H reactiu  reactiu   1 mol H reactiu 5,143 g CO 2 2,573 g (H+C+O)reactiu - 1,5052 g (H+C) reactiu = 1,0678 g O reactiu 1,0678 g O reactiu 1 mol O reactiu  0, 066740 mol O reactiu 15,9994 g O reactiu  mol O reactiu   mol O reactiu  1, 0000 4, 0000     mol O mol O reactiu reactiu    0, 066740 mol O reactiu   mol H reactiu   mol H reactiu     0,10082 mol H 1,5106 6, 0424      C7 H 6 O4 n     reactiu  mol O mol O reactiu  reactiu   0,11686 mol C   reactiu    mol Creactiu   mol Creactiu   1, 7510  7, 0040 mol O reactiu   mol O reactiu   TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 59 5.6. Determinació de pesos moleculars.
• Mesurant les quantitats de substàncies que reaccionen en un procés estequiomètricament conegut, podem determinar pesos atòmics i moleculars.
TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 60 5.6. Determinació de pesos moleculars.
• Exemple: – Es dissol una mostra de 3,250 g de clorur d’escandi (ScCl3) i tot el Cl present es precipita com a clorur de plata (AgCl), obtenint-ne 9,233 g de precipitat. Coneixent els pesos atòmics de la Ag i el Cl, determineu el pes atòmic de l’Sc. Dades: M(AgCl)= 143,321 g/mol, M(Cl)= 35,453 g/mol.
La proporció estequiomètrica ve donada per les proporcions del Cl en cada fórmula molecular. La quantitat de Cl en el producte permetrà saber quant n’hi havia en el compost inicial.
Sabent quants mols de clorur d’escandi tenim i el pes de l’escandi que n’hi ha, podrem determinar-ne el pes atòmic.
1 mol AgCl 1 mol Cl producte 1 mol Clreactiu 9,233 g AgCl = 0,06442 mol Clreactiu 143,321 g AgCl 1 mol AgCl 1 mol Cl producte  35,453 g Clreactiu   3,250 g ScCl3 - 0,06442mol Clreactiu  1 mol Clreactiu  0,9661 g Sc g Sc    44,99 M Sc = 1 mol ScCl3 1 mol Sc 0,02147 mol Sc mol Sc 0,06442 mol Clreactiu 3 mol Clreactiu 1 mol ScCl3 TEMA 6. REACCIONS QUÍMIQUES. ESTEQUIOMETRIA 61 ...