Texto6-Estequiometria de Las Relaciones Moles-masa-numero

TECSUP - PFR Química

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UNIDAD VI

EESSTTEEQQUUIIOOMMEETTRRÍÍAA DDEE LLAASS RREELLAACCIIOONNEESS

MMOOLLEESS--MMAASSAA--NNÚÚMMEERROO

1. LA MOL

1.1 DEFINICIÓN

Debido a que los átomos no pueden ser contados se hace necesario establecer una relación entre la masa medida de un elemento y algún número de átomos

conocido aunque como se insiste, éstos no se puedan contar. La magnitud S.I.

que describe esta cantidad de sustancia relacionándola con un número de partículas que constituyen esa misma sustancia se denomina mol. La mol es la cantidad de una sustancia que contiene la misma cantidad de

átomos, unidades fórmulas, moléculas o iones, dependiendo del caso, como átomos hay en exactamente 12 gramos de carbono 12. La pregunta

siguiente sería ¿cuántos átomos hay en 12 gramos de carbono 12?.

Experimentalmente se ha obtenido que el número de especies contenidas en una mol es de: 6.02214199 x 1023 unidades; ese número tan grande es conocido

también como número de Avogadro y es particularmente un numero impráctico para contar objetos ordinarios.

Ejemplos de aplicación de mol: 1 mol de átomos de Ca = 6,023 x 1023 átomos de Ca = 40 gramos 1 mol de iones de Na+ = 6,023 x 1023 iones de Na+ 1 mol de moléculas de H2O = 6,023 x 1023 moléculas de H2O = 18 gramos

Figura 1. La mol

En general el término mol se puede expresar, como cantidad de material sea ésta átomos, iones, compuesto, electrones, etc. Por ejemplo se puede expresar.

1 mol de átomos

de un elemento

6.023 . 1023

átomos del elemento

Masa atómica del

elemento en gramos

Química TECSUP - PFR

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Figura 2

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H + 1 mol O = 1 mol de agua

2 x 1.01 g + 16.00 g = 18.02 g

Figura 3

2. EJERCICIOS DE APLICACIÓN

DETERMINACIÓN DE MASA MOLECULAR

¿Cuál es la masa molar del Na2SO4?

Solución 2 átomos de Na x (23.0 uma/1 átomo Na) = 46.1 uma 1 átomo de S x (32.1 uma/1 átomo S) = 32.0 uma 4 átomos de O x (16 uma/1átomo de O) = 64.0 uma

Entonces la masa molecular del Na2SO4 es = 142.1 gramos.

DETERMINACIÓN DE NÚMERO DE MOLES

Determine la cantidad de moles de iones de sodio (Na+) presentes en 1.3 moles de Sulfato de Sodio (Na2SO4) Solución Existen 2 átomos (2 moles de Na) por cada mol de Na2SO4; entonces en 1,3 moles habrán: 2 moles Na -------------------- 1 mol de Na2SO4

X --------------------- 1,3 mol de Na2SO4

Existirán 2,6 moles de Sodio como Na+ en 1,3 moles de Na2SO4

1 mol de

iones

6.023x1023

iones

Masa atómica o

fórmula de los

iones en gramos


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DETERMINACIÓN DE MASA

Calcule la masa en gramos del Sulfato de Sodio (Na2SO4) que hay en 1.30 moles de esta sustancia. Solución La masa del Na2SO4 es 142,1 uma. Quiere decir que una mol de Na2SO4 tiene una masa molar de 142.1 gramos. 1 mol de Na2SO4 -------------------- 142,1 gramos

1,3 mol de Na2SO4 --------------------- x

En 1,30 moles de Na2SO4 existe una masa de 184,73 gramos

DETERMINACIÓN DE NUMERO DE ATOMOS

El Helio (He) es un gas valioso utilizado en la industria y en investigaciones donde se requieran bajas temperaturas, también como parte de las mezclas para los tanques de buceo profundo así como para inflar globos. ¿Cuántas moles de He hay en 6.46 gramos de He? Solución Para convertir los gramos en moles se necesita conocer la masa molecular el Helio la cual es de: 4.003 gramos 4.003 gramos -------------- 1 mol He 6,46 gramos --------------- x Por tanto hay 1.613 moles de He en 6.46 g

DETERMINACIÓN DE NÚMERO DE ÁTOMOS

El azufre (S) es un elemento no metálico. Su presencia en el Diesel (derivado del petróleo) y otros hidrocarburos producen la llamada lluvia ácida ¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de 16.3 gramos? Solución Para hallar la solución, primero hay que determinar el número de moles que hay en la muestra, y luego sabiendo que un mol tiene el número de Avogadro de átomos se realiza el cálculo final. Entonces: a) Hallando moles en la muestra:


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32,07 gramos de azufre ------------------------ 1 mol 16,30 gramos de azufre ------------------------- x x = 0,508 moles de azufre

b) Hallando el numero de átomos: 1 mol de átomos ------------------------- 6,023 x 1023 átomos 0,508 moles de azufre (átomos) ------- x

x = 3,06 x 1023 átomos de azufre

3. FÓRMULA QUÍMICA

La fórmula de una sustancia química indica su composición, representa a los elementos que contiene y la relación en que se encuentran los átomos que la constituyen. Esta relación es invariable para la sustancia. H2SO4 es la fórmula del acido sulfúrico y siempre será de esa forma, si solo uno de los átomos es cambiado o se altera su número entonces dejara de ser acido sulfúrico para pasar a ser cualquier otra sustancia.

Fórmula empírica (fórmula sencilla) de un compuesto, es la fórmula que tiene la menor proporción en números enteros de los átomos que hay en una molécula o en fórmula unitaria de un compuesto. Esta fórmula es obtenida experimentalmente.

Fórmula molecular de un compuesto es la fórmula que contiene la cantidad real de átomos de cada elemento presente en una molécula del compuesto. Es un múltiplo de la fórmula empírica. La fórmula empírica de la glucosa es CH2O; pero su fórmula molecular es 6(CH2O), o lo que es lo mismo: C6H1206. Se puede plantear el siguiente esquema que relaciona el análisis químico y las diversas fórmulas.


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Figura 4


DETERMINACIÓN DE FÓRMULA EMPÍRICA.

Determinar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 32.4% en peso de sodio, 22.6% de azufre y 45.1 % de oxígeno. Solución Base de cálculo: se usaran como base 100 gramos del compuesto; entonces se tienen: Na 32.4 gramos S 22.6 gramos O 45.1 gramos At-gramos de Na = masa de sodio /peso atómico = 32.4 /23 = 1.41 At-gramos de S = masa de azufre/peso atómico = 22.6 / 32 = 0.704 At-gramos de O = masa de oxígeno/peso atómico = 45.1/16 = 2.82 La fórmula sería: Na1.41S0.704O2.82 Pero como no es usual presentar la fórmula con números fraccionarios, se apela al artificio de dividirlos por el número más pequeño. Na1.41/0.704 S0.704/0.704 O2.82/0.704 Finalmente, la fórmula empírica es: Na2SO4

DETERMINACIÓN DE FÓRMULA EMPÍRICA

Determine la fórmula empírica de un compuesto formado por 26.6% de Potasio, 35.4% de Cromo y 38.1% de Oxígeno. Pesos atómicos K=39.1; Cr =52; O=16

Análisis químico

(Composición en % o masa de cada elemento).

Fórmula Empírica

(Fórmula

más sencilla).

Fórmula

molecular (Utiliza la masa

molecular).


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Solución Base de cálculo: 100 gramos del compuesto Potasio 26.6 gramos Cromo 35.4 gramos Oxígeno 38.1 gramos Átomos-gramo de K = 26.6/39.1 = 0.680 Átomos-gramo de Cr = 35.4/52 = 0.681 Átomos-gramo de O = 38.1/16 = 2.38 La fórmula empírica sería K0.680 Cr0.681 O2.38, al dividir esa fórmula por el subíndice más pequeño nos dará: K0.680/0.680 Cr0.681/0.680 O2.38/0.680 La formula resultante sería KCrO3.5 pero para convertirla en una expresión más convencional, se multiplica los subíndices por dos, quedando entonces:

K2Cr2O7

DETERMINACIÓN DE FÓRMULA MOLECULAR

Un hidrocarburo tiene la siguiente composición en peso: Carbono = 92.3% e Hidrógeno = 7.7%. La masa molecular de este compuesto se encontró experimentalmente y es igual a 78.0 uma. Determine su fórmula molecular. Solución Base: 100 gramos de hidrocarburo Carbono (C) 92.3 gramos Hidrógeno (H) 7.7 gramos Fórmula empírica: Átomos-gr. de C = masa de carbono/peso atómico = 92.3/12= 7.69 Átomos-gr. de H = masa de hidrógeno/peso atómico = 7.7/1 = 7.7 Relación: C 7.69/7.69 H 7.7/7.69 Fórmula empírica: CH Masa fórmula = 12 + 1 = 13 uma Fórmula molecular = múltiplo de la fórmula empírica. Fórmula molecular = 6 (13 uma) = 78.0 uma.


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Por consiguiente la fórmula molecular del hidrocarburo es C6H6 (Benceno)

DETERMINACIÓN DE LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL

La fórmula del ácido sulfúrico es H2SO4. ¿Cuál es su composición porcentual? Solución Determinamos su masa molecular: 1.01 (2) + 32 (1) + 16 (4) = 98.02 La composición porcentual la determinamos en base al aporte de cada especie química: % H = (2.02/98.20) x 100 = 2.06 % S = (32/98.02) x 100 = 32.65 % O = (64/98.02) x 100 = 65.29

5. EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Calcule la masa molecular de cada uno de los siguientes compuestos:

a) HCO2 b) C2H6

c) C6H12O6 d) Ca(OH)2 . 5H2O e) Al2(SO4)3 . 7H2O f) Ca3(PO4)2 g) Ca(NO3)2.

2. Diga cuál es el número de moles de cada elemento presentes en 1 mol de las siguientes fórmulas unitarias o moléculas de los compuestos:

a) C6H6 b) N2O4 c) K2CO3 d) Al2(SO4)3 e) Ba (C2H3O2)2 f) Ca(OH)2


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3. Calcule el número de:

a) Moles de aluminio en 5.32 gramos de este metal. b) Moles de átomos de oxígeno en 50.0 gramos de átomos de oxígeno. c) Moles de moléculas de oxígeno en 50.0 gramos de oxígeno gaseoso. d) Moles de cloruro de plata (AgCl) en 95.0 gramos de cloruro de plata. e) Moles de carbonato de calcio (CaCO3) en 16.5 gramos de de calcio. f) Moles de ácido sulfúrico (H2SO4) en 109.13 x 10-2 kilos de ácido sulfúrico.

4. Calcule la masa en:

a) Gramos de dióxido de carbono (CO2) en 3.37 mol de dióxido de carbono. b) Gramos de fosfato de sodio (Na3PO4) en 1.3 mol de fosfato de sodio. c) Gramos de sodio en 7.30 mol de átomos de sodio. d) Miligramos de sulfato de potasio (K2SO4) en 0.01290 mol de sulfato de

potasio. e) Gramos de fósforo en 3.46 mol de fosfato de sodio (Na3PO4). f) Gramos de oxígeno en 9.11 mol de fosfato de sodio.

5. Calcule la composición porcentual de los siguientes compuestos:

a) NaCl b) H2S c) BaCO3 d) Ca3(PO4)2 e) C2H6O f) Fe(C2H3O2)3

6. ¿Cuál es el porcentaje de metal en los siguientes compuestos?

a) 3.234 gramos de un metal se combinan con 0.480 gramos de oxígeno. b) 0.434 gramos de un metal se combinan con 0.670 gramos de oxígeno. c) 5.67 gramos de metal se combinan con 6.39 gramos de azufre. d) 150 mg de un metal se combinan con 138 mg de azufre.

7. Determine la fórmula empírica de cada uno de los siguientes compuestos:

a) 48% de zinc y 52.0% de cloro.

Zn = 65.38; Cl = 35.45 b) 19.0% de estaño y 81.0% de yodo.

Sn = 118.71; I =126.90


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c) 25.9% de hierro y 74.1% de bromo.

Fe= 55.85; Br =79.90

d) 62.5% de plomo, 8.5% de nitrógeno y 29.0% de oxígeno. Pb = 207.2; N= 14.00; O = 15.999 e) 28.8% de magnesio, 14.2% de carbono y 57.0% de oxígeno. Mg= 24.3; C=12; O =15.999 f) 38.8% de calcio, 20.0% de fósforo y 41.2% de oxígeno. Ca = 40.08; P =30.97; = =15.999

8. Determine la fórmula molecular de cada uno de los siguientes compuestos a

partir de los siguientes datos experimentales:

a) 80.0% de carbono, 20.0% de hidrógeno y una masa molecular de 30.0 uma.

b) 83.7% de carbono, 16.3% de hidrógeno y una masa molecular de 86.0 uma.

c) 92.3% de carbono, 7.7% de hidrógeno y una masa molecular de 26.0 uma.

d) 41.4% de carbono, 3.5% de hidrógeno, 55.1% de oxígeno y una Masa molecular de 116.0 uma.

6. LAS REACCIONES QUÍMICAS

Podemos definir las reacciones químicas como procesos en los cuales ciertas sustancias llamadas reactivos son transformadas en un nuevo conjunto de ellas denominadas productos. Este proceso no siempre es espontáneo es decir que juntar dos o más sustancias no necesariamente producirán una reacción, se necesitan ciertas evidencias físicas concretas las cuales pueden ser:


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a) LA PRODUCCIÓN DE GAS

Figura 5

b) LA PRODUCCIÓN O ABSORCION DE CALOR

Generalmente determinado por el calentamiento o enfriamiento del recipiente en donde tiene lugar la reacción, o también por la necesidad de calentar los reactivos para hacer posible el proceso.

Figura 6

c) UN CAMBIO PERMANENTE EN EL COLOR

Por ejemplo la reacción del Dicromato de Potasio (color naranja) con alcohol, genera un cambio de color por la formación de cromo (+3) de color verde.

Figura 7

d) APARICIÓN DE UNA SUSTANCIA INSOLUBLE O PRECIPITADO

El carbonato de calcio, al reaccionar con ácido clorhídrico, desprende CO2 (el mismo que se usa en las bebidas gaseosas).

La reacción química

exotérmica desprende

energía calórica.

Figura 8

Al hacer reaccionar una solución de Cloruro de Sodio con nitrato de plata, se produce en el fondo del recipiente un precipitado de Cloruro de Plata (AgCl).


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BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS POR INSPECCIÓN

Balancear las siguientes reacciones químicas por observación, sin aplicar técnicas matemáticas:

a) KClO3(s) KCl(s) + O2(g) b) C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l)

c) Be2C(s) + H2O Be(OH)2(ac) + CH4(g) Solución a) KClO3(g) KCl(s) + O2(g)

Esta es una reacción de descomposición del clorato de potasio. Una recomendación es observar que compuesto es el más complejo, en este caso es el KClO3; como hay un número impar de oxígenos lo recomendable es multiplicar por 2 el compuesto KClO3 y tendríamos números pares de oxígenos:

2 KClO3 KCl + O2

Ahora, contamos cuantos átomos hay de K y de Cl en el lado izquierdo de la ecuación, para igualarlos en el lado derecho hay que multiplicar por 2 el compuesto KCl.

2 KClO3 2 KCl + O2

Y por último faltaría el conteo de oxígenos; vemos que en el lado izquierdo hay 6 y por lo tanto en el lado derecho tiene que haber igual cantidad, para ello se busca un factor que multiplicado nos dé el número de átomos deseado, en este caso el factor seria 3. Con esto, la reacción queda perfectamente balanceada.

2 KClO3 2 KCl + 3 O2

b) C3H8 + O2 CO2 + H2O Esta es una reacción de combustión. En este caso se recomienda realizar el conteo de carbonos e hidrógenos a uno y otro lado de la ecuación, al final se ajustará el número de oxígenos.

C3H8 + O2 3 CO2 + 4 H2O


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Al sumar la cantidad de oxígenos del lado derecho nos damos cuenta de que son 10 átomos, por ello para igualarlos en lado izquierdo se coloca un 5 como coeficiente del reactivo oxígeno.

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

c) Be2C + H2O Be(OH)2 + CH4

Esta es una reacción de la formación de un hidróxido por reacción de un carburo y agua. En este caso observe que el número de átomos de Be es 2, por lo tanto multiplicamos por 2, el compuesto Be(OH)2.

Be2C + H2O 2 Be(OH)2 + CH4

Luego contamos la cantidad de hidrógenos en el lado derecho, en total hay 8; por lo tanto multiplicamos por 4 el compuesto H2O para igualar hidrógenos. En este caso La cantidad de oxígenos en ambos lados están iguales.

Be2C + 4 H2O 2 Be(OH)2 + CH4 7. EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Balancee cada una de las siguientes ecuaciones por inspección:

a) BaCl2(ac) + (NH4)2CO3(ac) BaCO3(s) + NH4Cl(ac)

b) NaClO3(s) NaCl(s) + O2(g)

c) Al(OH)3(s) + NaOH(ac) NaAlO2(ac) + H2O(l)

d) Fe(OH)3(s) + H2SO4(ac) Fe2(SO4)3(ac) + H2O(l)

e) Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)

f) CaC2(s) + H2O(l) C2H2(g) + Ca(OH)2(ac)

g) MnO2(s) + Al(s) Al2O3(s) + Mn(s)

2. Balancee las siguientes reacciones de combinación.

a) Al(s) + O2 (g) Al2O3(s)


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b) C(s) + O2(g) CO2(g)

c) Si(s) + O2(g) SiO2(s)

3. Balancee las siguientes reacciones de descomposición.

a) NaNO3(s) NaNO2(s) + O2(g)

b) C12H22O11(s, azúcar) C(s) + H2O(l)

c) Na2CO3.H2O(s) Na2CO3(s) + H2O(l)

d) MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g)

4. Balancear las siguientes reacciones químicas.

a) Ca(s) + O2(g) CaO (s)

b) HgO(s) Hg(l) + O2(g)

c) Cd(s) + H2SO4(ac) CdSO4(ac) + H2(g) Frio

d) Pb(NO3)2(ac) + HCl (ac) PbCl2(s) + HNO3(ac)

e) CaCO3(s) + HCl (ac) CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)

f) Al(OH)3 + HCl(ac) AlCl3(ac) + H2O (l)

g) Fe(s) + CuCl2(ac) FeCl2(ac) + Cu(s)

h) KHCO3(s) K2CO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

i) Pb(NO3)2(ac) + H2S(ac) PbS(s) + HNO3(ac)

j) Cl2(g) + KI (ac) KCl(ac) + I2(ac)

k) PbCO3(s) PbO(s) + CO2(g)

l) BaCO3(s) + HNO3(ac) Ba(NO3)2(ac) + H2O(l) + CO2(g)


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m) Cl2(g) + NaBr(ac) NaCl(ac) + Br2(ac)

5. Balancear las siguientes reacciones por inspección:

a) N2O5(g) N2O4(g) + O2(g)

b) NH4NO3(s) N2O(g) + H2O(l)

c) HCl(ac) + CaCO3(s) CaCl2(s) + H2O(l) + CO2(g)

d) P4O10 + H2O(l) H3PO4(ac)

e) CH4(g) + Br2(l) CBr4(l) + HBr(ac)

f) Cl2(g) + NaI(s) NaCl(s) + I2(s)

8. ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Pongamos como ejemplo la combustión del Etano y su ecuación balanceada, en un proceso de combustión completa (producción de CO2 y H2O) Las masas moleculares son MC2H6 = 30; MO2= 32; MCO2= 44; MH2O= 18

2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

De acuerdo con esta ecuación se pueden plantear algunas relaciones:

Relación Molar: 2 moles + 7 moles producen 4 moles + 6 moles

Relación en Peso (considerando los pesos moleculares): 60 gramos + 224 gramos producen 176 gramos + 108 gramos

Relación volumétrica (cuando se habla de gases, considerando 22.4 litros/mol):

44.8 litros + 156.8 litros producen 89.6 litros + 134.4 litros


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Figura 8

9. PROBLEMAS QUE SE PUEDEN PLANTEAR

1 RELACIONES MOLARES

Se requiere determinar cuántas moles de oxígeno son necesarias para reaccionar con 45 moles de gas etano: Planteamos la relación: Moles de oxígeno = moles de etano (moles de O2/moles etano)

Incógnita = Dato x Relación (sale de la

ecuación balanceada).

Moles de Oxígeno = 45 moles de C2H6 (7 moles de O2/2moles de C2H6) Moles de Oxígeno = 45 (7/2) = 157.5 moles

2 RELACIONES EN PESO

Se quiere saber ¿Cuántos gramos de CO2 se obtendrán cuando reaccionen 36,4 gramos de etano y suficiente cantidad de oxígeno? Planteamos la relación: Gramos de CO2 = gramos de etano (gramos de CO2/gramos de etano)

Combustión interna en el motor del auto…

¿cuáles son los productos de esta

reacción?


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Incógnita = Dato x Relación (sale de la ecuación balanceada).

Gramos de CO2 = 36.4 g C2H6 (4 x 44 g CO2 / 2 x 30 g C2H6) Gramos de CO2 = 106.77

3 RELACIONES MOLARES Y EN PESO

Determine cuantas moles de oxígeno reaccionan con etano, para producir 56,5 gramos de CO2.

Moles de oxígeno = gramos de CO2 (moles de O2/g CO2)

Incógnita = Dato x Relación (sale de la

Ecuación balanceada).

Moles de oxígeno = 56.5 g CO2 (7 moles O2 / 4x44 g CO2) Moles de oxígeno = 2.25

10. REACTIVO LIMITANTE, EXCESO DE REACTIVO,

1 REACTIVO LIMITANTE

Es aquel reactivo que se consumirá primero en una reacción química ya que está en menor proporción (proporción estequiometrica) y al consumirse totalmente la reacción acaba es decir que no puede seguir así existan otros reactantes sin reaccionar. Se dice que limita, pone tope a la reacción.

2 EXCESO DE REACTIVO

Es el reactivo o reactivos que no se consumen por completo en la reacción. Es el reactivo sobrante. Se llama así porque cuando se forma la última traza del nuevo compuesto, siempre queda algo de este reactivo.


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3 FORMAS DE DETERMINAR EL REACTIVO LIMITANTE

Para identificar al reactivo limitante se puede utilizar una base de tipo molar o una base másica. Supongamos que se utiliza una base másica, se realiza el cálculo estequiométrico de cuanto producto se obtendría al utilizar los pesos de cada uno de los reactivos, y, el que produzca menos producto es el reactivo limitante.


1. Una muestra de 50 gramos de carbonato de calcio se deja reaccionar con 35.0 gramos de H3PO4. Según esto, determinar: a) ¿Cuántos gramos de fosfato de calcio puede producirse? b) Calcule la cantidad de moles de reactivo en exceso al final de la reacción.

3 CaCO3(s) + 2 H3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + 3 CO2(g) + 3 H2O(l)

Datos: masas moleculares: MCaCO3 = 100; MH3PO4 = 98; MCa3(PO4)3 = 310

Solución

Determinación del reactivo limitante.

1er. Método (Base molar)

Se determina las moles de los reactivos Moles de CaCO3 = 50 g /100 g /mol-g = 0.500

Moles de H3PO4 = 35.0 g /98 g /mol-g = 0.357

Después las moles de producto, Ca3(PO4)2, que cada reactivo produciría:

Reactivo CaCO3

Moles Ca3(PO4)2 = 0.500 mol-g CaCO3(1 mol-g Ca3(PO4)2/3 mol-g CaCO3)

Moles Ca3(PO4)2 = 0.167 (i)

Reactivo H3PO4

Moles Ca3(PO4)2 = 0.357mol-g H3PO4(1 mol-g Ca3(PO4)2/2mol-g H3PO4)

Moles Ca3(PO4)2 = 0.178 (ii)

Se comparan los valores del producto Ca3(PO4)2 obtenido con cada reactivo (i) y (ii), el menor valor en moles, es el reactivo limitante. Al comparar se observa que el reactivo CaCO3, da un valor menor, 0.167 moles.


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2do. Método (Base en masa o peso) En este caso por tener los datos en masa, se simplifican los cálculos. Se determina la masa de producto, Ca3(PO4)2, que produciría cada reactivo. Reactivo CaCO3

Masa de Ca3(PO4)2 = 50 g CaCO3 (310 g Ca3(PO4)2/3. 100 g CaCO3) = Masa de Ca3(PO4)2 = 51.667 g (iii)

Reactivo H3PO4

Masa de Ca3(PO4)2 = 35 g H3PO4 (310 g Ca3(PO4)2/2.98 g H3PO4) Masa de Ca3(PO4)2 = 55.357 g (iv) El reactivo que produce menos de Ca3(PO4)2, es el CaCO3, por consiguiente:

Respondiendo las interrogantes:

a) Masa de Ca3 (PO4)2 producido, se calcula en base al reactivo limitante, la cantidad ya está calculado en (iii) es valor es de 51.667 g.

Moles de reactivo en exceso: Si el CaCO3 es el reactivo limitante, el H3PO4 es el reactivo en exceso. Determinamos la cantidad de H3PO4 necesaria para reaccionar con el CaCO3 (reactivo limitante). Moles de H3PO4 = moles CaCO3 (2 moles H3PO4/3 moles CaCO3) Moles H3PO4 = 0.500 moles CaCO3 (2 moles de H3PO4/3moles CaCO3)

Moles H3PO4 = 0.333 Moles H3PO4 en exceso = moles iniciales – moles reaccionadas Moles H3PO4 en exceso = 0.357 – 0.333 = 0.024

Reactivo limitante = CaCO3

Reactivo limitante = CaCO3

Note que en los problemas en los cuales se tienen las cantidades (pesos, moles, volúmenes) de los reactantes siempre se debe

determinar primero el reactivo limitante y luego proceder con los cálculos.


103

2. Se deja reaccionar una muestra de 20.2 gramos de carbonato de calcio con 13.2 gramos de HCl. Calcule: a) El número de gramos de cloruro de calcio que se puede producir b) La cantidad de moles en exceso que queda al final de la Reacción.

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(s) + CO2(g) + H2O(l)

Pesos moleculares: MCaCO3 = 100; MHCl = 36.5; MCaCl2 =111.1

Solución

Se debe determinar primero el reactivo limitante. Tomando como base la masa de cada reactivo, calculamos que cantidad producto, CaCl2

Reactivo CaCO3 Masa de CaCl2 = 20.2 g CaCO3(111.1 g CaCl2/100 g CaCO3) Masa de CaCl2 = 22.442 g

Reactivo HCl Masa de CaCl2 = 13.2 g HCl (111.1 g CaCl2/2x36.5 g HCl) Masa de CaCl2 = 20.07 g

Comparando los resultados se puede decir que el HCl es el reactivo limitante.

a) Gramos de CaCl2 que se produce = 20.07 g.

b) Moles de reactivo en exceso:

Moles de reactivo inicial CaCO3 = 20.2/100 = 0.202 Moles reaccionadas CaCO3=13.2 g HCl(1 mol CaCO3/2x 36.5 g HCl)

Moles reaccionadas = 0.181 moles de CaCO3 Moles de CaCO3 en exceso= 0.202 –0.181 = 0.021 moles.

3. Calcular el volumen, en litros, de gas oxígeno, medido a 0°C y 760 mmHg que se obtendría al calentar 28.0 gramos de nitrato de potasio.

KNO3(s) KNO2(s) + O2(g) Datos: MKNO3 = 101; MO2= 32; MKNO2 = 85


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Solución Balanceando la ecuación:

2 KNO3(s) 2 KNO2(s) + O2(g)

La masa de O2 que se obtenga con 28.0 gramos de KNO3:

Masa de O2 = masa de nitrato de potasio (masa de O2/ masa KNO3) Masa de O2 = 28.0 g KNO3 (32 gramos de O2/2. 101 g KNO3) = Masa de O2 = 4.43 gramos

Como el O2 es un gas, por extensión 1 mol de un gas en condiciones estándar (STP), es decir 0°C y 1.01325 x 105 Pa (1 atmósfera de presión) tiene un volumen de 22,4 litros

Moles de O2 = 4.43/32 = 0.138

Volumen de O2 = 0.138 moles. (22.4 litros/ mol) = 3.09 litros.

4. Calcule la cantidad de moles de Cu que se producirán si se hacen reaccionar 4.2 litros de hidrógeno medidos a 0°C y 760 mm Hg, con un exceso de CuO.

CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(l)

MCuO = 79.5; MCu = 63.5

Solución Hay que tomar en cuenta la relación:

Para calcular la cantidad de moles de hidrógeno (gas):

Moles de H2 = 4.2 litros (1 mol/ 22.4 litros) = 0.1875 Masa de cobre = 0.1875 moles H2 (63.5 gr. Cu/1 mol H2) = 11.91 g.

1 mol de gas = 22.4 litros (STP)

1 mol de gas (STP) = 22.4 litros


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12. EJERCICIOS DE APLICACIÓN.

1. Calcule el número de gramos de Cloruro de Zinc (ZnCl) que se obtienen a partir de 26.5 gramos de zinc que reaccionan con Acido Clorhídrico.

Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

2. Calcule el número de gramos de hidrógeno que se producen a partir de 5.40 gramos de aluminio atacado por hidróxido de sodio (NaOH)

2 Al(s) + 6 NaOH(aq) 2 Na3AlO3(aq) + 3 H2(g)

3. Calcule el número de moles de sulfato de bario (BaSO4) que pueden producirse a partir de 42.0 gramos de cloruro de bario. BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + 2 NaCl(aq)

4. Calcule el número de moles de cloruro de calcio (CaCl2) necesarios para preparar 67.0 gramos de fosfato de calcio.

3 CaCl2(aq) + 2 Na3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + 6 NaCl(aq)

5. Calcule el número de gramos de dióxido de carbono que se pueden producir a partir de la combustión de 0.25 mol de propano (C3H8).

C3H8 (g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g)


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6. Una muestra de 36.0 gramos de hidróxido de calcio se deja reaccionar con una muestra de 40.5 gramos de ácido fosfórico. Determinar: a) ¿Cuántos gramos de fosfato de calcio (Ca3(PO4)4(s)) pueden producirse? b) Si se utilizan 50 gramos de hidróxido de calcio ¿Cuánto de ácido fosfórico

(H3PO4) necesitaría.

3 Ca(OH)2(s) + 2 H3PO4(aq) Ca3(PO4)4(s) + 6 H2O(l)

7. Si se trata el sulfuro de cobre (0.60 mol), con 1.40 mol de ácido nítrico. Determinar: a) ¿Cuántas moles de nitrato de cobre(II) pueden producirse? b) Calcule la cantidad de moles de reactivo en exceso que quedan al final de

la reacción.

3 CuS(s) + 8 HNO3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 3S(s) + 2NO(g) + 4H2O(l)

8. Si se hacen reaccionar 4.25 litros de gas oxígeno con 3,10 litros de gas monóxido de nitrógeno para formar dióxido de nitrógeno gaseoso, calcule:

a) La cantidad de litros de dióxido de nitrógeno que puede producirse. b) El número de litros de reactivo en exceso que permanecerán al final de

la reacción. Todos los gases se miden a la misma temperatura y presión (STP).

NO(g) + ½ O2(g) NO2(g)


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9. Una muestra de 30.0 gramos de hierro se disuelve en ácido clorhídrico

concentrado (densidad relativa 1.18 y 35% en masa de HCl). ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico concentrado se necesitan para disolver el hierro?

Fe(s) + 2 HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)

Sugerencia: 35% en masa de HCl quiere decir que hay 35.0 g de HCl puro en 100 gramos de ácido clorhídrico concentrado.

10. Una muestra de 47.1 gramos de cobre se disuelve en ácido nítrico concentrado (densidad relativa 1.42 y 68.0 % en masa de HNO3). ¿Cuántos mililitros de ácido nítrico se necesitan para disolver el cobre?.

Cu(s) + 4 HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq)+2NO2(g) + 2 H2O(l)

Sugerencia: 68% en masa de HNO3 significa que hay 68.0 gramos de HNO3 puro en 100 gramos de ácido nítrico concentrado.

11. Calcule el número de litros de gas nitrógeno que reaccionará durante la producción de 3.50 litros de amoníaco gaseoso; ambos gases se miden a la misma temperatura y presión.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)


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12. ¿Cuántos litros de sulfuro de hidrógeno (H2S) medidos a S.T.P. pueden producirse a partir de 4,0 gramos de sulfuro de hierro (II)?.

FeS(s) + 2 HCl(aq) FeCl2(aq) + H2S(g)

13. ¿Cuántos litros de oxígeno medidos a S.T.P pueden obtenerse por calentamiento de 0.700 gramos de clorato de potasio.

2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)

14. Calcule el número de gramos de nitruro de magnesio que se necesitan para producir 2.45 litros de gas amoníaco a S.T.P. ¿Cuántos moles de hidróxido de magnesio pueden formarse? Mg3N2(s) + 6 H2O(l) 3 Mg(OH)2(aq) + 2 NH3(g)

15. EL ácido fluorhídrico (HF) se utiliza en la manufactura de los freones (refrigerante para refrigeradoras domésticas) y en la producción de aluminio.

Se prepara por la reacción: CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF En un proceso, se tratan 6.00 kilos de CaF2, con un exceso de H2SO4 y se producen 2.86 kg de HF. Calcule el porcentaje de rendimiento de HF.


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16. La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar por:

4 C3H5N3O9 6 N2 + 12 CO2 + 10 H2O + O2

Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La velocidad de formación de estos gases, así como su rápida expansión, es lo que causa la explosión. a) ¿Cuál es la cantidad máxima de O2 en gramos que se obtendrá a partir

de 2000 gramos de nitroglicerina? b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reacción si se encuentra

que la cantidad de oxígeno producida fue de 6.55 gramos. 17. En nuestro país el oro se extrae de sus minerales usando el cianuro de

potasio:

4 Au + 8 KCN + O2 + 2H2O 4 KAu(CN)2 + 4 KOH

¿Cuál es la mínima cantidad de KCN, en moles, que se necesitaría para extraer 29.0 gramos (alrededor de una onza) de oro?

18. La piedra caliza (CaCO3) se descompone, por calentamiento, en cal viva

(CaO) y dióxido de carbono. Calcule cuántos gramos de cal viva se pueden producir a partir de 1.0 kilo de piedra caliza.


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19. La fermentación es un proceso químico que se utiliza en la manufactura de

los vinos, donde la glucosa se convierte en etanol (alcohol etílico) y dióxido de carbono:

C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2

Si se empieza con 500.4 gramos de glucosa ¿Cuál es la máxima cantidad de etanol, en gramos y en litros que se obtendrá por medio de este proceso? (Densidad del etanol = 0.789 g/mL)

20. Cada unidad de sulfato de cobre (II) está asociada con cinco moléculas de

agua en el compuesto cristalino de sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4.5H2O). Cuando este compuesto se calienta en aire por encima de 100ºC pierde las moléculas de agua y también su color azulado:

CuSO4.5H2O CuSO4 + 5 H2O Si queda un resto de 9.60 gramos de CuSO4 después de calentar 15.01 gramos de compuesto azul, calcule el número de moles de H2O que había originalmente en el compuesto.

21. El óxido de titanio (IV) (TiO2) es una sustancia blanca que se produce por la

reacción de ácido sulfúrico con el mineral ilmenita (FeTiO3):

FeTiO3 + H2SO4 TiO2 + FeSO4 + H2O

Sus propiedades de opacidad y no toxicidad lo hacen una sustancia idónea para pigmentos de plásticos y pinturas. En un proceso, 8000 kilos de FeTiO3, produjeron 3670 kilos de TiO2. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?.


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22. Considere la reacción

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Si reaccionan 0.86 gramos de MnO2 y 48.2 gramos de HCl, ¿Cuál de los reactivos se consumirá primero?. ¿Cuántos gramos de de Cl2 se producirá?


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ANOTACIONES: ………………………………………………………………………………………………………………………

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Documents

Texto6-Estequiometria de Las Relaciones Moles-masa-numero