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ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS. Para facilitar el estudio (cualitativo y cuantitativo) de los cambios de composición de los sistemas materiales,

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Presentación del tema: "ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS. Para facilitar el estudio (cualitativo y cuantitativo) de los cambios de composición de los sistemas materiales,"— Transcripción de la presentación:

1 ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS

2 Para facilitar el estudio (cualitativo y cuantitativo) de los cambios de composición de los sistemas materiales, se suele utilizar una expresión simbólica de este proceso conocida como ecuación química. Toda ecuación química consta de dos miembros y un conector y es una representación simbólica de la reacción química:…………. Reactivos Productos………………………………….. Por ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Índice de reactivo Es la relación cuantitativa (expresada en gramos o en moles) entre la cantidad de un dado reactivo que se pone a reaccionar y la cantidad de ese reactivo que forma parte de la ecuación química balanceada masicamente. Si en una reacción química participan dos o más reactivos, la cantidad de producto obtenido dependerá de aquel que posee menor índice de reactivo (se habla en este caso de reactivo limitante). Ecuación química

3 Ejemplo 1.- sea la reacción: 2HCl + Ca(OH) 2 CaCl H 2 O si se pone a reaccionar 50 g de HCl con 65 g de Ca(OH) 2 los índices de reactivo serán: * para el HCl Ir = 50 g 71 g * para el Ca(OH) 2 Ir = 65 g 74 g siendo 50 los gramos puestos a reaccionar y 71 la masa en gramos correspondiente a 2 moles de HCl siendo 65 los gramos puestos a reaccionar y 74 la masa en gramos correspondiente a 1 moles de Ca(OH) 2 Ejercicio 2.- sea la reacción: 8HNO Cu 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O si se pone a reaccionar 2 moles de HNO3 con 60 g de Cu los índices de reactivo serán: * para el HNO3 Ir = 2moles 8 moles * para el Cu Ir = 60 g 195 g siendo 2 los moles puestos a reaccionar y 8 los moles que forman parte de la ecuación química siendo 60 los gramos puestos a reaccionar y 195 la masa en gramos correspondiente a 3 moles de Cu

4 Reactivo Limitante: Una reaccion quimica avanza mientras todas las sustancias reactivos, estan presentes. Por tal motivo, se suele denominar como reactivo limitante a aquel que al consumirse completamente determina o limita la cantidad de producto formado. Ejemplo 3. Si 350 g de bromo reaccionan con 40 g de fósforo ¿cuantos moles de bromuro de fósforo(III) se formarán ?. Según: 6 Br 2 + P 4 4 PBr 3 * para el Br 2 Ir = 350 g = 0, g *para el P 4 Ir = 40 g = 0, g Por lo tanto el reactivo limitante es el P 4 y los moles de PBr 3 a obtenerse puede calcularse según: moles de PBr 3 = 4 moles de PBr 3 = 4.moles de P 4 = g moles de P g/mol moles de PBr 3 = 1,29 moles siendo 960 g la masa en gramos de 6 moles de Br 2 siendo 124 g la masa en gramos de 1 mol de P 4

5 Pérdida: hace referencia a la diferencia entre la cantidad (en gramos o en moles) de producto obtenido y lo que se debería obtener teóricamente (ley de Lavoisier). Es consecuencia de varios factores entre los que se encuentran la falta de precisión de los instrumentos de medida y las características propias de todo proceso. La perdida porcentual (P%) es la relación entre la perdida y la capacidad producida por reacción respecto de 100% de producción Ejemplo 4. En laboratorio se prepara O 2 según: 2KClO 3 2KCl + 3 O 2 si se parte de 300 g de KClO 3 calcular la perdida porcentual si el volumen real obtenido de O 2 fue en CNPT de 60,0 litros. De acuerdo a la reacción moles de KClO 3 = 2 moles de O 2 = 3.moles de KClO 3 moles de O moles de O 2 =1,5 300 g =3,67 mol 122,5 g/mol Volumen de O 2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L por lo tanto la perdida será: P = 82,2 L – 60,0 L = 22,2 L y la perdida porcentual (P%) = 22, % = 27,0 % 82,2 con 122,5 g/mol masa de un mol de KClO 3

6 Rendimiento: indica la capacidad de la reacción química a generar producto, en estrecha relación con la perdida producida se la define como la cantidad neta (real) de producto que se obtiene en un proceso químico. El rendimiento porcentual (R%) es la relación entre la cantidad neta (real) de sustancia producida y la cantidad producida por reacción respecto del 100% de producción. Ejemplo 5. En laboratorio se prepara O 2 según: 2KClO 3 2KCl + 3 O 2 si se parte de 300 g de KClO 3. Calcular el rendimiento porcentual si el volumen real obtenido de O 2 en CNPT fue de 60,0 litros. De acuerdo a la reacción moles de KClO 3 = 2 moles de O 2 3 moles de O 2 =1,5 300 g =3,67 mol 122,5 g/mol Volumen de O 2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L R% = 60,0. 100% = 73,0 % 82,2

7 Pureza: en muchos casos por una cuestión de costos, el o los reactivos puestos a reaccionar tanto a nivel de laboratorio como industrial vienen acompañados (en mayor o menor grado según sea su uso) por sustancias, llamadas impurezas, las que se busca sean inertes a la reacción química. En estos casos se suele definir el porcentaje de pureza para indicar la cantidad de reactivo neta (útil) y la cantidad de reactivo puesto a reaccionar respecto de 100%.. Ejemplo 6. Calcule el porcentaje de pureza de una muestra con sodio metálico, sabiendo que cuando 3,10 g de esa muestra reaccionan se producen 1,40 litros de hidrógeno medidos en CNPT según: 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 De acuerdo a la ecuación moles de Na = 2 moles de H 2 1 moles de Na = 2. moles de H 2 = 2. 1,40 22,4 moles de Na = 0,125 masa de Na = 0,125 moles. 23 g/mol masa de Na = 2,875 g cantidad de impurezas = 3,10 g – 2,875 g cantidad de impurezas = 0,225 g El porcentaje de pureza será: P % = (3,10- 0,225).100% = 92,7 % 3,10


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