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.
ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA
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
6,02x1023 moléculas de
CuSO4
6,02x1023 átomos de Cu
6,02x1023 moléculas de
FeSO4
56 g 159,5 g 63,5 g 152 g
• 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.
ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA
H2O2 H2O + O2
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
2 mol de H2O2
2 mol de H2O
1 mol de O2
1,20x1024 moléculas de H2O2
1,20x1024 moléculas de H2O
6,02x1023 moléculas de O2
68 g 36 g 32 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.
ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA
H2O2 H2O + O2
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
2 mol de H2O2
2 mol de H2O
1 mol de O2
1,20x1024 moléculas de H2O2
1,20x1024 moléculas de H2O
6,02x1023 moléculas de O2
68 g 36 g 32 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.
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?