ESTEQUIOMETRÍA Introducción La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa

ESTEQUIOMETRÍA

Introducción

La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas.

Definición:

La estequiometría es el área de la química que se preocupa de estimar las cantidades exactas de reactivos y productos obtenidos en una reacción química.

Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)

LEYES PONDERALES (Fundamentos de la Estequiometría)

LEYES PONDERALES (Fundamentos de la Estequiometría)

Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total

"En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción."

LAVOISIER: Ley de conservación de la masa

La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS, es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

N2 + H2 NH33 2

Ley de las proporciones definidas

Por lo tanto, diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción

10,0 g Cu

10,0 g Cu

5,06 g S

7,06 g S

Esta ley fue formulada y probada por J. L. Proust en 1799

+

+

15,06 g CuS

2,00 g S15,06 g CuS

"Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación de masa constante, independientemente del proceso seguido para su formación".

+

20,0 g Cu

+10,0 g Cu5,06 g S 15,06 g CuS

+

Ley de las proporciones múltiples

Establece que:

“Las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo

elemento, están en una relación de números enteros sencillos.”

Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto:

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS:

Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Permite conocer las

sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen.

En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción

química debe estar AJUSTADA

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

Coeficientes estequiométricos

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS.

Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento, el número de moléculas de

cada compuesto y también nos informa del N° de moles de cada compuesto que intervienen en la reacción.

2 H2 + O2 2 H2O

C3H8+ O2 CO2 H2O35 4+

CONCEPTO DE MOLLos átomos y las moléculas son objetosmuy pequeños y requieren una unidad de cantidad de sustancia muy grande.

“El Mol”1 docena: Un conjunto de 12 unidades o elementos

1 Centena : Un conjunto de 100 unidades o elementos

1 mol : Un conjunto de 6.022x1023 unidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.)

602.200.000.000.000.000.000.000 unidades

Un mol se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas u otros) como átomos hay exactamente en 12 gramos de Carbono-12. Este número fijo se conoce como el número de Avogadro. Su valor, obtenido experimentalmente es de 6,022 x 10 23 unidades.

Definición Mol:

1 mol de átomos de Cu : 6.022x1023 átomos de Cobre

1 mol de moléculas de agua (H2O) : 6.022x1023 moléculas de agua (H2O)

1 mol de iones cloruro (Cl-) : 6.022x1023 iones cloruro (Cl-)

Masa molar de los átomosLa masa molar (M) de un átomo es la masa contenida en un mol de dicha partícula expresada en gramos.

Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol).

Masa molar de Masa molar de 1 mol1 mol de átomos de azufre: 32 g/mol de átomos de azufre: 32 g/mol

Masa molar de Masa molar de 1 mol1 mol de átomos de cloro: 35,5 g/mol de átomos de cloro: 35,5 g/mol

Por ejemplo:

Elemento Masa molar Número de átomos

H 1,008 g 6,022x1023

He 4,003 g 6,022x1023

C 12,01 g 6,022x1023

O 16,00 g 6,022x1023

Masa molar de los compuestosLa masa molar (M) de un compuesto se define como la masa contenida en un mol de ese compuesto, y se determina sumando las masas molares de cada uno de los átomos que lo componen.

Por ejemplo:Para el agua (H2O), la masa molar será:

M = 2(1,008 g/mol) + 1(16,00 g/mol)

M = 18,02 g/mol

Masa molar del agua es 18,02 g/mol

Ejemplo 2:Calcule la masa molar del hidróxido de calcio, Ca(OH)2.

R: 74,10 g/mol

Conociendo el número de Avogadro y la masa molar de un elemento es posible calcular la masa de cada átomo individual. También puede determinarse el número de átomos en una muestra pesada de cualquier elemento.

Ejemplo:Cuando se añade selenio (Se) al vidrio, éste adquiere un brillante color rojo. Calcule: (masa molar Se, M = 79 g/mol)

a) La masa de un átomo de selenio. b) El número de átomos de selenio en una muestra de

1000 g del elemento.

R: a) 1,311 x 10-22 g de selenio (Se)

b) 76,24 x 1023 átomos de selenio (Se)

Ejercicio:

Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relaciones mas complejas y desconocidas. Por ejemplo:

¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2 al reaccionar con la cantidad apropiada de oxigeno?

R: 1,59 moles de CH4

Conversión Mol-Gramo

Con frecuencia resulta necesario convertir los moles de una sustancia a masa en gramos o viceversa. Dichas conversiones se realizan utilizando la siguiente relación:

n

mM

Donde:

M es la masa molar en gramos/mol (g/mol)

m representa la masa en gramos (g)

n es la cantidad de sustancia expresada en moles (mol)

Ejemplo 1:El sulfato de calcio (CaSO4) es el principal ingrediente de la tiza utilizada antiguamente y aún hoy día por profesores y profesoras para escribir en la pizarra. Determinar el número de moles de sulfato de calcio que hay en un trozo de tiza de 14,8 g.En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar del compuesto según su formula

Formula: CaSO4, así que la masa molar es:

M = 1(40,08 g/mol) + 1(32,06 g/mol) + 4(16,00 g/mol)

M = 136,14 g/mol

En la relación , despejamos n y se obtiene:

n = 0,11 mol de CaSO4

n

mM

M

mn

molg

gn

/14,136

8,14

Ejemplo 2:El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es el principio activo de la aspirina. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0,287 moles de ácido acetilsalicílico?

En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar del compuesto según su formula y la emplearemos para convertir 0,287 moles a masa en gramos.

Formula: C9H8O4, así que la masa molar es:

M = 9(12,01 g/mol) + 8(1,00 g/mol) + 4(16,00 g/mol)

M = 180,09 g/mol

En la relación , despejamos m y se obtiene:

m = 51,68 g de C9H8O4

n

mM nMm

molmolgm 287,0/09,180

La masa molecular de un compuesto expresada en uma es numéricamente la misma que la masa de un mol expresado en gramos.

Masa molecular – Masa molar ( M )

Para el agua: H2O Masa molecular = (2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma Masa de una molécula de agua = 18.02 uma

Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 g ) + 16.00 g = 18.02 g 18.02 g H2O = 6.022 x 1023 moléculas de agua = 1 mol H2O

CaCO3

100.09 gOxígeno 32.00 gCobre 63.55 gAgua 18.02 g

Un mol de algunas sustancias conocidas

Información contenida en la fórmula química de la glucosa C6H12O6 ( M = 180.16 g/mol)

Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O)

Átomos/moléculade compuesto

Moles de átomos/moles de compuesto

Átomos/mol decompuesto

Masa/moléculade compuesto

Masa/mol de compuesto

6 átomos 12 átomos 6 átomos

6 moles de 12 moles de 6 moles de átomos átomos átomos

6(6.022 x 1023) 12(6.022 x 1023) 6(6.022 x 1023) átomos átomos átomos

6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma) =72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma

72.06 g 12.10 g 96.00 g

Relaciones masa - mol de un compuesto

Masa (g) del Elemento

Cantidad (mol)

del elemento

Átomosdel elemento

Masa (g)del compuesto

Cantidad (mol)del compuesto

Moléculas (o unidades fórmula) del compuesto)

Cantidad (mol)de elementos en el compuesto

Para un elemento Para un compuesto

Cálculo del número de moles y átomosen la masa dada de un elemento

Problema: El Tungsteno (W) es el elemento usado como filamento en las bombillas eléctricas, y tiene el punto de fusión más alto de todos los elementos, 3680oC. ¿Cuántas moles de tungsteno, y átomos de este elemento están contenidos en una muestra de 35.0 mg del metal?

Plan: Convierta la masa en moles dividiendo la masa entre el peso atómico del metal, después calcule el número de átomos multiplicando por el número de Avogadro.

Solución: Conversión de la masa de W en moles: Moles de W = 35.0 mg W x = 0.00019032 mol =1.90 x 10 - 4 mol

No. de átomos de W = 1.90 x 10 - 4 mol W x = = 1.15 x 1020 átomos de Tungsteno

1 mol W183.9 g W

6.022 x 1023 átomos 1 mol de W

Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto

Problema: El Trisodio de fosfato es un componente de algunos detergentes. ¿Cuántas moles y unidades fórmula hay en una muestra de 38.6 g?

Plan: Necesitamos determinar la fórmula y la masa molecular de las masas atómicas de cada elemento multiplicadas por los coeficientes.

Solución: La fórmula es Na3PO4. Cálculo de la masa molar: M = 3x Sodio + 1 x Fósforo + 4 x oxígeno = 3 x 22.99 g/mol + 1 x 30.97 g/mol + 4 x 16.00 g/mol = 68.97 g/mol + 30.97 g/mol + 64.00 g/mol = 163.94 g/mol

Conversión de masa a moles:

Moles Na3PO4 = 38.6 g Na3PO4 x (1 mol Na3PO4) 163.94 g Na3PO4

= 0.23545 mol Na3PO4 Unidades fórmula = 0.23545 mol Na3PO4 x 6.022 x 1023 unidades fórmula 1 mol Na3PO4

= 1.46 x 1023 unidades fórmula

Diagrama de flujo para el cálculo del porcentaje de masa

Moles de X en unmol de compuesto

% masa de X

fracción masa de X

Masa (g) de X en unmol de compuesto

Se multiplica por M (g / mol) de X

Se divide entre la masa (g) de un mol de compuesto

Se multiplica por 100

Cálculo del porcentaje de masa y masa deelementos en la muestra de un compuesto

Problema: La sucrosa (C12H22O11) es el azúcar de mesa común. ( a) ¿Cuál es el porcentaje de masa de cada elemento en la sucrosa? ( b) ¿Cuántos gramos de carbono hay en 24.35 g de sucrosa?

(a) Determinación del porcentaje de cada elemento: masa de C = 12 x 12.01 g C/mol = 144.12 g C/mol masa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/mol masa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol 342.296 g/mol Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C : Total masa de C = 144.12 g masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto

= 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105%

fracción masa de C=

(a) continuacion % masa de H = x 100% = x100%

= 6.479% de H

% masa % O = x 100% = x100%

= 51.417% de O

(b) Determinación de la masa de carbono: masa (g) de C = masa de sucrosa x (fracción masa de C en la sucrosa)

masa (g) de C = 24.35 g sucrosa x = 10.25 g C

mol H x M de H 22 x 1.008 g H masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g

mol O x M de O 11 x 16.00 g Omasa de 1 mol de sucrosa 342.30 g

0.421046 g C 1 g sucrosa

Cálculo del porcentaje de masa y masa deelementos en la muestra de un compuesto

2 mol N x 14.01 g/mol = 28.02 g N 4 mol H x 1.008 g/mol = 4.032 g H 3 mol O x 15.999 g/mol = 48.00 g O

80.05 g/mol

%N = x 100% = 35.00%28.02g N2

80.05g

%H = x 100% = 5.037% 4.032g H2

80.05g

%O = x 100% = 59.96%48.00g O2

80.05g99.997%

Masa molar y composición % de NH4NO3

Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol

%H = x 100% = 2.06% H2(1.008g H2) 98.09g

%S = x 100% = 32.69% S1(32.07g S) 98.09g

%O = x 100% = 65.25% O4(16.00g O) 98.09 g

Revisión = 100.00%

Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H2SO4

Composición Porcentual

Indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma una sustancia.

Ejemplo: H2O Masa molar 18 g/mol

Masa atómica H: 1 g/mol, O: 16 g/mol

Composición % oxígeno:

Composición % hidrógeno:

%88,88100x18

16

%11,11100x18

2

Fórmulas Empíricas y Moleculares

Fórmula empírica – Es la fórmula más simple para un compuesto de acuerdo con el análisis elemental. Es el conjunto más pequeño de número de átomos.

Fórmula molecular – Es la fórmula del compuesto tal como existe, puede ser un múltiplo de la fórmula empírica.

Pasos para determinar fórmulas empíricas

Masa (g) de cada elemento

Cantidad (moles) de cada elemento

Fórmula preliminar

Fórmula empírica

Dividir entre M (g/mol )

Usar el no. de moles como subíndices

Cambiar a subíndices enteros

Algunos ejemplos de compuestos con la misma relación elemental

Fórmula empírica Fórmula molecular

CH2 (Hidrocarbonos no saturados) C2H4 , C3H6 , C4H8

OH o HO H2O2

S S8

P P4

Cl Cl2

CH2O (carbohidratos) C6H12O6

Fórmula Empírica (mínima) Indica la menor proporción en números

enteros de átomos de los elementos que forman una sustancia

Sustancia Fórmula molecular

Fórmula mínima

Agua oxigenada H2O2 HO

Glucosa C6H12O6 CH2O

Ác. Sulfúrico H2SO4 H2SO4

Sacarosa C12H22O11 C12H22O11

Determinación de fórmulas empíricasa partir de las masas de los elementos

Problema: El análisis elemental de la muestra de un compuesto da los siguientes resultados: 5.677g Na, 6.420 g Cr, y 7.902 g O. ¿Cuál es la fórmula empírica y el nombre del compuesto?Plan: Primero debemos convertir la masa de los elementos a moles de los elementos usando las masas molares. Después construimos una fórmula y un nombre preliminar del compuesto.

Solución: Cálculo de los moles de los elementos:

Moles de Na = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na

Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr

Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O

1 mol Na22.99 g Na

1 mol Cr52.00 g Cr

1 mol O16.00 g O

Construcción de la fórmula preliminar:

Na0.2469 Cr0.1235 O0.4939

Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice más pequeño):

Na1.99 Cr1.00 O4.02

Redondeo de todos los números:

Na2CrO4 Cromato de sodio

Determinación de fórmulas empíricasa partir de las masas de los elementos

Calcular la fórmula mínima de un compuesto que presenta 43,4% de sodio; 11,3% de carbono; y 45,3% de oxígeno (masas atómicas: Na=23; C=12; O=16)

Datos

43,3%

Na

11,3%

C

45,3%

O

División de % por masa atómica

43,4/23 = 1,88

11,3/12 = 0,94

45,3/16 = 2,82

División por el menor valor obtenido

1,88/0,94 = 2

0,94/094 = 1

2,82/0,94 = 3

Proporción en masa

Proporción en átomos

Proporción en átomos

Fórmula mínima

Na2CO3

Calcular la fórmula molecular de una sustancia de masa molecular 180 g/mol que contiene 40,0% de carbono; 6,72% de hidrógeno; y 53,28% de oxígeno (masas atómicas: H=1; C=12; O=16).

• Cx Hy Oz

12x + 1y + 16z = 180•

•C: 100% de sustancia ------------ 40,0% de C

180 g de sustancia ------------ 12x g de C

x = 6

•H: 100% de sustancia ------------ 6,72% de H 180 g de sustancia ------------ 1y g de H

y = 12

• O: 100% de sustancia ------------ 53,28% de O 180 g de sustancia ------------ 16z g de O z = 6

C6H12O6

La adrenalina es un compuesto muy importante en el cuerpo

El análisis da: C = 56.8 %H = 6.50 %O = 28.4 %N = 8.28

%

Calcule la fórmula empírica

Suponer 100g!C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol CH = 6.50 g H/( 1.008 g H / mol H) = 6.45 mol HO = 28.4 g O/(16.00 g O/ mol O) = 1.78 mol ON = 8.28 g N/(14.01 g N/ mol N) = 0.591 mol N

(el menor) Dividir entre 0.591 = C = 8.00 mol C = 8.0 mol C oH = 10.9 mol H = 11.0 mol H O = 3.01 mol O = 3.0 mol O C8H11O3NN = 1.00 mol N = 1.0 mol N

Adrenalina

Algunos compuestos con fórmula empírica CH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O)

Fórmula M molecular (g/mol) Nombre Uso o función

CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador

biológicoC2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre

( 5% solución)C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se

forma en el músculo duranteel ejercicio

C4H8O4 120.10 Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa

C5H10O5 150.13 Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B2

C6H12O6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células

Fórmula empírica

A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen.

Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.

6.64 grs de K x 1 mol de K

39.1 grs de K= 0.170 mol de K

8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr

52.0 grs de Cr

= 0.170 mol de Cr

9.52 grs de O x 1 mol de O

16.0 grs de O

= 0.595 mol de O

a) Se calcula el número de moles de cada elemento:b) Y se divide por el menor número de moles

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

= 1 mol K /mol K

= 1 mol Cr /mol K

= 3.5 mol O /mol K

1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7

Fórmula molecular

La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con

ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6.

CC

CC

C

C

H

H

H

H

H

HC6H6“CH”

fórmula empírica fórmula molecular

Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica.

Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular.

n = 180 grs/mol

glucosa30 grs de CH2O

Fórmula molecular = (CH2O)nMasa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30,

= 6 (CH2O)6

C6H12O6

Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O

Propiedad Etanol Éter dimetílico

M (g/mol) 46.07 46.07Color Incoloro IncoloroPunto de fusión - 117oC - 138.5oCPunto de ebullición 78.5oC - 25oCDensidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mLUso Intoxicante en las En refrigeracion

bebidas alcohólicas

H H H H H C C O H H C O C H H H H H

Información contenida en una ecuación balanceada

Vista en Reactivos Productostérminos de: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 6 H2O(g) + EnergíaMoléculas 2 moléculas de C2H6 + 7 moléculas de O2 = 4 moléculas de CO2 + 6 moléculas de H2O

Cantidad (mol) 2 mol C2H6 + 7 mol O2 = 4 mol CO2 + 6 mol H2O

Masa (uma) 60.14 uma C2H6 + 224.00 uma O2 = 176.04 uma CO2 + 108.10 uma H2O

Masa (g) 60.14 g C2H6 + 224.00 g O2 = 176.04 g CO2 + 108.10 g H2O

Masa total (g) 284.14g = 284.14g

INFORMACIÓN CUANTITATIVAINFORMACIÓN CUANTITATIVA

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAA) REACCIÓN DE COMBINACIÓN:

• Tipo de reacción en las que se combinan dos reactivos, que pueden ser elementos o compuesto, para formar un solo producto, según la siguiente ecuación general:.

Ejemplo: Reacción del aluminio metálico con oxígeno para formar el óxido de aluminio.

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAB) REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN:

• En este tipo de reacción una sustancia se descompone o “rompe”, produciendo dos o más sustancias distintas, de acuerdo con el siguiente mecanismo general.

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAC) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE:

Tipo de reacción en donde un elemento reacciona con un compuesto para reemplazar uno de sus componentes, produciendo un elemento y un compuesto diferentes a los originales:

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAC) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE:

Tipo de reacción en donde un elemento reacciona con un compuesto para reemplazar uno de sus componentes, produciendo un elemento y un compuesto diferentes a los originales:

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA• Para la siguiente ecuación química no balanceada

identifica: el Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

C3H8 + O2 CO2 + H2O435

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE

1 mol de C3H8

5 mol de O2

3 mol de CO2

4 mol de H2O

6,02x1023 moléculas de C3H8

3,01x1024 moléculas de O2

1,81x1024 moléculas de CO2

2,41x1024 moléculas de H2O

44 g 160 g 132 g 72 g

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA• Para la siguiente ecuación química debes balancearla,

si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

HCl + ZnS ZnCl2 + H2S2

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE

2 mol de HCl

1 mol de ZnS

1 mol de ZnCl2

1 mol de H2S

1,20x1024 moléculas de HCl

6,02x1023 moléculas de ZnS

6,02x1023 moléculas de

ZnCl2

6,02x1023 moléculas de H2S

73 g 97 g 136 g 34 g

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA

Al + Br2 AlBr3 3

REACCIÓN DE COMBINACIÓN

2 mol de Al

3 mol de Br2

2 mol de AlBr3

1,20x1024 átomos de Al

1,81x1024 moléculas de Br2

1,20x1024 moléculas de AlBr3

54 g 480 g 534 g

22

• Para la siguiente ecuación química debes balancearla, si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.


Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE

1 mol de Fe

1 mol de CuSO4

1 mol de Cu

1 mol de FeSO4

6,02x1023 átomos de Fe


CuSO4

6,02x1023 átomos de Cu


FeSO4

56 g 159,5 g 63,5 g 152 g



H2O2 H2O + O2

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

2 mol de H2O2

2 mol de H2O

1 mol de O2

1,20x1024 moléculas de H2O2



68 g 36 g 32 g

22



H2O2 H2O + O2

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

2 mol de H2O2

2 mol de H2O

1 mol de O2

1,20x1024 moléculas de H2O2



68 g 36 g 32 g

22


Reactivo limitanteAl llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden

estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes

estequiométricos.

Si se parte de una mezcla de productos que no es la

estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se

denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta

que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso.

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

REACTIVO LIMITANTEREACTIVO LIMITANTE• En los procesos químicos existe un reactivo que limita

la cantidad de productos que se pueden obtener durante una reacción, denominado reactivo limitante.

CONCEPTOSCONCEPTOS

• Reactivo Limitante: Reactivo que se consume primero en una reacción química. La cantidad máxima de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo.

• Reactivo Excedente: Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Reactivo limitante2 2 22H ( ) + O ( ) 2H O( )g g l

• En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de OO2 2 y 4,00 mol de Hy 4,00 mol de H22. Se hace saltar una chispa y se produce la . Se hace saltar una chispa y se produce la reacción de formación de Hreacción de formación de H22O indicada más arriba.O indicada más arriba.– ¿Cuántos moles de O¿Cuántos moles de O22 reaccionan? reaccionan?– ¿Cuántos moles de H¿Cuántos moles de H22 reaccionan? reaccionan?– ¿Cuántos moles de H¿Cuántos moles de H22O se forman?O se forman?

22 2

2

2mol H2,40molO =4,80mol H

1molO

1) 2,40 mol O2 podrían reaccionar con 4,80 mol H2, pero sólo hay presentes 4,00 mol H2; luego se quedará O2 sobrante sin reaccionar.

22 2

2

1molO4,00mol H × =2,00molO

2mol H

2) 4,00 mol H2 pueden reaccionar con 2,00 mol O2; como hay presentes 2,40 mol O2, quedaran 0,40 mol O2 sobrantes sin reaccionar.

3) 4,00 mol H2 reaccionan con 2,00 mol O2 y producen 4,00 mol H2O.

4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H2, se producen 4,00 mol H2O y quedan presentes sin reaccionar 0,40 mol O2.

El HEl H22 actúa de “reactivo limitante” actúa de “reactivo limitante”

EJEMPLOEJEMPLOLa reacción entre el aluminio y el óxido de hierro (III) puede producir temperaturas cercana a los 3000°C, lo que se utiliza para soldar metales:

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2FeEn un proceso se hicieron reaccionar 81 g de Al con 320 g de Fe2O3. Determinar el reactivo limitante y la cantidad en gramos de Al2O3 que se produce.

n Al=

81 g

27 g/moln Al = 3 mol

n Fe2O3 =320 g

160 g/moln Fe2O3 = 2 mol

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 2 mol de Al=

3 mol de Al

1 mol Fe2O3 X mol Fe2O3

X = 1,5 mol de Fe2O3

Si: 1 mol de Fe2O3 =2 mol de Fe2O3

2 mol Al X mol Al

X = 4 mol de Al

Al : R.L.

Fe2O3 : R.E.

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 2 mol de Al=

3 mol de Al

1 mol Al2O3 X mol Al2O3

X = 1,5 mol de Al2O3

• La cantidad de Al2O3 se determina con la cantidad de reactivo limitantes presente. Así, que:

m = n x M m = 1,5 mol x 102 g/mol

m = 153 g de Al2O3

Respuesta: Se producen 153 g de Al2O3

EJERCICIOSEJERCICIOS1. Considerando la siguiente ecuación, ¿cuánto ácido

sulfúrico en gramos (H2SO4) se puede formar a partir de 5 mol de dióxido de azufre (SO2) y 2 mol de oxígeno (O2) (M.A. S= 32, H=1; O=16).

2 SO2(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2H2SO4(ac)

2. El proceso para la producción de amoniaco (NH3) se representa mediante la siguiente ecuación balanceada: N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g). (M.A. N= 14, H= 1).

A. ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se pueden obtener a partir de 100 g de N2 y 100 g H2.

B. ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?C. Determina la cantidad de g de reactivo en exceso que

queda al final de la reacción.

RENDIMIENTO DE LA REACCIÓNRENDIMIENTO DE LA REACCIÓN

• Rendimiento Teórico: Es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una determinada cantidad dada de reactivo, de acuerdo con la ecuación química.

• Rendimiento Real: Es la cantidad de producto que efectivamente se obtiene en una reacción.

• Rendimiento Porcentual: Corresponde a la relación real entre el rendimiento teórico y el real.

EJEMPLOEJEMPLO• Se prepara bromuro de plata (AgBr) haciendo reaccionar

200 g de bromuro de magnesio (MgBr) con la cantidad adecuada de nitrato de plata (AgNO3). ¿Cuál será el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 375 g de bromuro de plata?

MgBr2 + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2AgBr

PASO 1: Sabiendo que la masa molecular de MgBr2= 184,13 g/mol, se calcula la cantidad de sustancia (mol) a la que equivalen 200 g de MgBr2. n = 1,09 moles.

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 1 mol de MgBr2 =1,09 mol de MgBr2

2 mol AgBr X mol AgBr

Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial.

X = 2,18 mol de AgBr

Sabiendo que la masa molar del AgBr es 187,8 g/mol, se obtiene que su masa es:

m = n x M m = 2,18 mol x 187,8 g/mol

m = 409,4 g de AgBr

Paso 3: Para determinar el rendimiento de la reacción se compara el rendimiento real (375 g) con el teórico (409,4 g).

EJEMPLOEJEMPLO

Rendimiento porcentual =

Rendimiento realx 100

Rendimiento teórico

Rendimiento porcentual

= 91,59 %

Rendimiento porcentual =

375 gx 100

409,4 g

EJERCICIOSEJERCICIOS• En un experimento se obtuvieron 3,43 g de SOCl2. esta

reacción tiene un rendimiento teórico de 5,64 g de SOCl2. considerando que la ecuación química es:

SO2 + PCl5 SOCl2 + POCl3

Determina el rendimiento porcentual de la reacción.

• El cloruro de calcio con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata de acuerdo a la siguiente ecuación:

CaCl2(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + Ca(NO3)2(ac)

En un experimento se obtienen 1,864 g de precipitado (sólido). Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2,45 g, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

Modelo de Cálculo:

1) Destacar la pregunta.

2) Identificar los reactantes y productos de la reacción.

3) Escribir la ecuación química y balancear.

4) Transformar los datos dados en cantidad de matéria (mol).

5) Calcular a través de la proporción estequiométrica de la reacción la cantidad de matéria (mol) de la(s) sustancia(s) solicitadas.

6) Transformar moles de la sustancia en la unidad solicitada.

Ejercicio Modelo: Cuantos gramos de oxígeno se necesitan para

quemar 50 moles de monóxido de carbono?

1) m (g) O2 = ?

2) Reactantes: CO e O2 / Produtos: CO2

3) Reacción: 2CO + O2 2CO2

4) datos: 50 moles de CO

5) 2 moles CO ___ 1 mol O2

50 moles CO ___ X moles O2 n = 25 moles O2

6) n = m / M 25 = m / 32 m = 800g de O2

Otros ejercicios: 1) Que masa , en gramos , de sulfato de sódio se obtiene por la

neutralización de 20 moles de hidróxido de sódio, con ácido sulfúrico suficiente?

2) Cual es el volumen de amoniaco, en condiciones CNTP, obtenido en la síntesis directa apartir de 12g de hidrogeno y exceso de nitrogeno?

Grado de Pureza:

3) Cual es la masa de cloruro de cálcio que se obtiene cuando se trata 46.25g de hidróxido de cálcio, conteniendo 20% de impurezas, con ácido clorídrico suficiente?

4) En la quema de 30g de grafito, con 80% de pureza, cual es el volumen de CO2 obtenido en las CNTP?

Ejercicios:

Reactivo Limitante / Reactivo en exceso:

5) El H2S reacciona con el SO2 según la reacción :

2H2S + SO2 3S + 2H2O

Cual es el número de moles de S, que se puede formar cuando reaccinan 5 moles de H2S con 2 moles de SO2?

6) Cromo metálico se puede producir por la reducción del Cr2O3 con aluminio según la ecuación:

2Al + Cr2O3 Al2O3 + 2Cr

Suponiendo reacción completa, la masa de cromo producida por la reacción de 5.4Kg de Al con 20Kg de Cr2O3, es:

Ejercicios:

Rendimiento:

7) La reacción entre cloruro de cálcio y nitrato de potasio presenta un rendimiento de 90%. Cual es la masa del precipitado obtenida a partir de 44.4g de CaCl2 ?

8) En la combustión de 36g de grafito puro se obtenieron 50.4L, en las CNTP, de CO2(g). Cual es el rendimiento de ese proceso?

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ESTEQUIOMETRÍA Introducción La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa