MOLES – GRAMOS- NÚMERO DE PARTÍCULAS. T. Pilar Casafont.

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1 MOLES – GRAMOS- NÚMERO DE PARTÍCULAS. T. Pilar Casafont.

2 Átomos y moléculas participan en reacciones químicas y éstas se representan por medio de ecuaciones que nos informan cuantitativamente acerca de las sustancias participantes. 4 NH 3 + 3 O 2 2 N 2 + 6 H 2 O

3 Cuales sustancias intervienen en el proceso. Las relaciones de masa o cantidad de sustancia existentes entre las sustancias en cuestión. La relación en cuanto a número de partículas (átomos-moléculas-iones) que intervienen entre las sustancias.

4 6 HCl + 2 Fe 2 FeCl 3 + 3 H 2 6 moléc. + 2 átomos 2 moléc. +3 moléc. 6 x N A moléc.+ 2 x N A át. 2 x N A moléc+ 3 x N A moléc. Nota: N A = 6,022 x 10 23 6 moles + 2 moles 2 moles + 3 moles 6(36,5)g + 2(56)g 2(165,5)g + 3(2) g

5 Consideraciones. 1. Los coeficientes representan proporción mínima de moléculas que se combinan y producen, también representan el número de moles de cada una de las sustancias. 2. Si se multiplican los moles (coeficientes) por N A = número de Avogadro, (6,022 x 10 23 )da el número de partículas de cada una de las especies.

6 Se usa el método factor unitario. Si se altera la cantidad de uno de los reactivos o si se produce más o menos de uno de los productos, se puede determinar la variación que hubo en los otros ya que en una ecuación equilibrada, las relaciones de masa, moles o número de partículas reaccionan siempre de manera proporcional o fija, lo que servirá de punto de referencia.

7 A) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen si se queman 5 moles de C 3 H 8 ? 5 mol C 3 H 8 x 3 mol CO 2 = 15 mol CO 2 1 mol C 3 H 8 B) ¿Cuántos gramos de H 2 O se producen si se queman 700 g de O 2 ? 700 g O 2 x 72 g H 2 O = 3,15x10 2 g H 2 O 160 g O 2

8 C) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen si se queman 375 g de C 3 H 8 ? 375 g C 3 H 8 x 3 mol CO 2 = 2,56x10 1 mol 44 g C 3 H 8 de CO 2 D) ¿Cuántas moléculas de H 2 O se producen si se queman 1200 g de C 3 H 8 ? 1200 g C 3 H 8 x 4N A moléc H 2 O= 6,57x10 25 44 g C 3 H 8 de H 2 O

9 E) ¿Cuántos moles de H 2 se producen a partir de 5,22x10 25 moléculas de C 3 H 8 ? 5,22 x10 25 x 4 mol H 2 O = 3,47x10 2 mol molécC 3 H 8 6,022x10 23 H 2 O F) ¿Cuántos gramos de O 2 se requieren para producir 3,5 mol de CO 2 ? 3,5mol CO 2 x 160 g O 2 = 1,87x10 2 g O 2 3 mol CO 2

10 *Se parte de ecuación química balanceada. *Se mezclan dos cantidades de reactivos y se valora la cantidad de producto formado. *Al ocurrir la reacción uno de los reactivos se agota o consume por completo (reactivo limitante). Limita cantidad de producto formado. *La reacción se detiene al consumirse totalmente uno de los reactivos, mientras el otro queda en exceso o sobra.

11 Rendimiento real cantidad de producto logrado experimentalmente, es menor que el rendimiento teórico por diferentes causas (parte de los reactivos no reaccionan, o reaccionan en forma diferente a la esperada (contaminados), puede ser que se pierda parte de la masa del producto. (se da en el problema).

12 El carbón natural arde en el aire y produce dióxido de carbono según la ecuación: C + O 2 CO 2 12g 32g 44g Si se queman 3 mol de C con 128g de oxígeno en un recipiente.

13 3 mol de C x 12 g de C = 36 g de C 1 mol de C Mezcla = 36g de C y 128g de O. A- ¿Cuál es el reactivo limitante? Tomar cantidad de cada reactivo y calcular la cantidad de producto formado a partir de cada uno; el que forme menos cantidad del mismo, como limita la reacción se llama el R. LIMITANTE.

14 36g de C x 44g de CO 2 = 132g de CO 2 12gde C 128g de O 2 x 44g de CO 2 = 176g de CO 2 32gde O 2 B-¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionan? R/ 96g de O 2 36g de C x 32gde O 2 = 96g de O 2 12 g de C

15 128 g de O 2 - 96g de O 2 = 32g de O 2 Los cálculos para determinar la cantidad del producto formado se deben basar en el reactivo límite. D- ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen? 36g de C x 44g de CO 2 = 132g de CO 2 12g de C La cantidad de producto formado corresponde al rendimiento teórico.

16 % R = RR x 100 RT %R= 115g x 100 = 87% de CO 2 132 g Los 115 g de CO 2 corresponden al rendimiento real o práctico.