ESTEQUIOMETRIA.

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1 ESTEQUIOMETRIA

2 COMPOSICION PORCENTUAL
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. % A = masa total del elemento A / masa molar del compuesto *100 Ej.: Calcule la composición porcentual Ni2 (CO3)3 Calcular la masa molar del compuesto = 297,41 g/mol Calcular el % de cada elemento: % Ni = 117,8 / 297,41 *100 = 39,47 % % C = 36,03 / 297,41 * 100 = 12,11 % % O = 144 / 297,41 * 100 = 48,42 %

3 FORMULA EMPIRICA Muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real. Ej.: Acetileno = CH Benceno = CH Formaldehido = CH2 O A partir de la composición porcentual de un compuesto, se puede calcular la fórmula empírica y molecular de dicho compuesto.

4 Ej.: El propileno es un HC cuya masa molar es de 42,00 g y contiene 14,3% de H y 85,7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica?. * Tomar como base 100 g del compuesto, lo cual nos permite expresar los% como gramo. En 100 g de propileno hay : 14,3 g de H y 85,7 g de C * Convertir gramos a moles 14,3 g ( 1 mol / 1,01 g H ) = 14,16 mol 85,7 g ( 1 mol de C / 12,01 g de C ) = 7,14 mol C

5 * Cada valor obtenido en el punto anterior se debe tomar el menor valor de ellos. Si los valores no son enteros, se deben multiplicar por el entero más pequeño que de por resultado otro entero. Si los nº obtenidos son enteros, usarlos como subíndices para escribir la fórmula empírica. H = 14,6 / 7,14 = 2, C= 7,14 / 7,14 = 1,0 C H2

6 FORMULA MOLECULAR Muestra el nº de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real. Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuente en química orgánica. Ej.: Obtener la fórmula molecular del propileno. Se debe calcular la fórmula empírica aún cuando el problema no la pida.

7 H = 14,6 / 7,14 = 2, C= 7,14 / 7,14 = 1,0 C H2 Se debe calcular n conocido como unidades de fórmulas empíricas, el cuál multiplica a los subíndices de la fórmula empírica para obtener la molecular. n = masa molecular dada del compuesto/ masa molar de la fórmula empírica. n = 42 / 14,03 = 2,99 ≈ 3

8 EJERCICIO Un sulfuro de hierro contiene 2,233 g de Fe y 1,926 g de S. Si la masa molar del compuesto es 208 g, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?. La fórmula molecular es igual a la fórmula empírica.

9 ECUACIONES QUÍMICAS Una reacción química siempre supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras; es decir, hay un reagrupamiento de átomos o iones y se forman otras sustancias. Las ecuaciones químicas representan reacciones que muestran: * las sustancias que reaccionan, llamadas reactivos. * las sustancias que se forman o productos. * las cantidades relativas de sustancias que intervienen.

10 ¿ QUE SIGNIFICA ESTA ECUACION?
CH4( g) + 2 O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2 O(g) = a nivel más simple 1 mol mol mol mol = a nivel de moles 6,02*1023 2(6,02*1023 ) → 6,02*1023 2(6,02*1023 ) = a nivel de moléculas 16 g ( 32 ) g → 44 g ( 18 ) g = a nivel de masa 22,4 l (22,4 ) l → 22,4 l ( 22,4 ) l = a nivel de volumen molar Ejercicios Na (s) + H2 O(l) → Na OH (ac) + H2 (g) C2 H4 (g) + O 2 (g) → CO2 (g) + 2 H2 O(g) Al (s) + HCl ( ac) → AlCl3 (s) + H2 (g)

11 CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES QUIMICAS
Emplee la masa molar de B Emplee la masa molar de A Emplee coeficientes de A y B de la ecuación balanceada GRAMOS DE LA SUSTANCIA B GRAMOS DE LA SUSTANCIA A MOLES DE LA SUSTANCIA B MOLES DE LA SUSTANCIA A

12 PREGUNTAS ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionan con 47 moléculas de metano , según la ecuación anterior?. ¿Qué masa de oxígeno reaccionará con 24 g de metano ?. ¿Qué masa de metano ,en gramos , reaccionará con 96 g de oxígeno?. La mayor parte de las combustiones se producen en exceso de oxígeno, es decir, con una cantidad mayor que la necesaria para la combustión completa de la sustancia. Calcule la masa de dióxido de carbono en gramos, que se producirá por combustión de 6,0 moles de metano, en exceso de oxígeno. ¿Qué masa de oxígeno en toneladas es necearía para quemar completamente 7,0 toneladas de metano?. ¿Qué masa de metano ha de quemarse para producir 3,01 *1023 moléculas de agua?.

13 REACTIVO LIMITANTE CH4( g) + 2 O2 (g)→ CO2 (g) + 2 H2 O(g)
1 mol mol mol mol 16 g g g g Con estos datos se calcula el número de moles de cada uno Moles de átomos de CH4 = 8 g de CH4 * 1 mol de CH4 = 0,5 16 g de CH4 Moles de átomos de O2 = 48,0 g de O2 * 1 mol de O2 = 1,50 32 g de O2

14 La ecuación ajustada indica la relación de los reactivos al reaccionar:
1 mol de CH a moles de O2 0,5 moles de CH4 a mol de O2 Pero como realmente tenemos: 0,5 moles de CH4 a 1,5 moles de O2 Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de metano con 1 mol de oxígeno, la reacción se detiene por agotamiento del metano y quedaría 0,5 moles de oxígeno de exceso . El metano es el reactivo limitante y sobre él deben basarse los cálculos.

15 RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Muchas rxs no se efectúan en forma completa ;es decir, los reactivos no se convierten completamente en productos. El término RENDIMIENTO indica la cantidad de productos que se obtienen en una reacción. Rendimiento = Producto Obtenido Realmente / Producto Obtenido Teóricamente *100

16 Ej.: C6 H6 + HNO3 → C6 H5 NO2 + H2 O 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 78,1 g 63,0 g 123,1 g 18,0 g
Una muestra de 15,6 g de C6 H6 rx con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6 H5 NO2 . ¿Cuál es el rendimiento de esta rx con respecto al C6 H5 NO2 ?. * Calcular el rendimiento teórico del C6 H5 NO2 de acuerdo a la estequiometria. X g de C6 H5 NO2 = 15,6 g de C6 H6 * 123, 1 g C6 H5 NO2 = 24,6 g C6 H5 NO2 78 g de C6 H6 Esto significa que si todo el C6 H6 se convierte en C6 H5 NO2 , se obtendrían 24,6 g de C6 H5 NO2 ( rendimiento teórico ) ; sin embargo, la rx produce solamente 18,0 g de C6 H5 NO2 , que es mucho menos que el 100%

17 Rendimiento = Producto Real / Producto Obtenido Teóricamente * 100