Profesor de Biología y Química

Presentación del tema: "Profesor de Biología y Química"— Transcripción de la presentación:

1 Profesor de Biología y Química
Colegio Andrés Bello Chiguayante ESTEQUIOMETRÍA II Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química

2 ESTEQUIOMETRÍA II APRENDIZAJES ESPERADOS:
Aplican la información de una ecuación química. Identifican los factores que limitan la formación de un compuesto en una reacción química. Infieren el rendimiento real y teórico a partir de los datos estequiométricos de algunas reacciones químicas.

3 INFORMACIÓN CUANTITATIVA
De una ecuación química balanceada, se puede obtener información como la que se presenta en el siguiente ejemplo: 2H O  H2O 2 mol de H2 1 mol de O2 2 mol de H2O 2 x 6x10 23 moléculas de H2 6x10 23 moléculas de O2 2 x 6x10 23 moléculas de H2O 4 átomos de Hidrógeno 2 átomos de Oxígeno 4 g 32 g 36 g

4 Vídeo Reacciones Químicas
INFORMACIÓN CUANTITATIVA Balance de Ecuaciones Vídeo Reacciones Químicas

5 TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA
A) 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.

6 TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA
B) 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.

7 TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA
C) 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:

8 TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA
D) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE: En este tipo de reacciones, dos compuestos intercambian sus elementos entre sí, produciendo dos compuestos distintos, de acuerdo al siguiente mecanismo general. AB CD  AD CB

9 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE
ACTIVIDAD: 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. C3H O2  CO H2O 5 3 4 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

10 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE
ACTIVIDAD: 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. 2 HCl ZnS  ZnCl H2S 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

11 REACCIÓN DE COMBINACIÓN
ACTIVIDAD: 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. Al Br2  AlBr3 2 3 2 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

12 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE
ACTIVIDAD: 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. 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

13 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
ACTIVIDAD: 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. H2O  H2O O2 2 2 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

14 Estequiometría, cálculo a partir de reacciones químicas

15 ESTEQUIOMETRÍA Determinar la cantidad de “materiales” que serán empleados en la ejecución de una determinada tarea es un principio básico de eficiencia en toda profesión u oficio. Por ejemplo, un maestro albañil debe calcular la cantidad de arena, ripio y cemento necesaria para construir un piso o un muro, de lo contrario aumenta innecesariamente el costo del muro y tendrá que desperdiciar o botar lo que sobra. Esta misma situación se aplica a la química; los científicos en los laboratorios de investigación o en laboratorios con fines industriales deben determinar la cantidad de materiales que necesitan para elaborar un determinado producto y así proceder a ejecutar las reacciones químicas que sean necesarias.

16 RELACIÓN MOLAR La relación molar o método mol a mol, corresponde a la relación entre la cantidad de moles entre dos de las especies que participan en la reacción. Por ejemplo, si observamos la reacción de combinación del agua se tiene:

17 EJEMPLO 1 Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial.

18 EJEMPLO 1 Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. A partir de la cual es posible calcular la cantidad de moles que se formarán de CO2. Si: 1 mol de C6H12O6 = 2 mol de C6H12O6 6 mol CO2 X mol CO2 X = 6 mol CO2 x 2 mol de C6H12O6 1 mol de C6H12O6 X = 12 mol de CO2

19 m = n x M m = 12 mol x 44 g/mol m = 528 g de CO2 EJEMPLO 1
Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos. La Masa Molar del CO2 es 44 g/mol. m = n x M m = 12 mol x 44 g/mol m = 528 g de CO2 Respuesta: Se obtendrán 528 g de CO2 al reaccionar 2 moles de glucosa (C6H12O6)

20 EJEMPLO 2 Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial. La Masa Molar del N2O es 44 g/mol. n = m M n = 8,75 g 44 g/mol n = 0,199 mol N2O

21 EJEMPLO 2 Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. Si: 10 mol de HNO3 = X mol de HNO3 1 mol N2O 0,199 mol N2O X = 10 mol de HNO3 x 0,199 mol de N2O 1 mol de N2O X = 1,99 mol de HNO3

22 m = n x M m = 1,99 mol x 63 g/mol m = 125,37 g de HNO3 EJEMPLO 2
Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos. La Masa Molar del HNO3 es 63 g/mol. m = n x M m = 1,99 mol x 63 g/mol m = 125,37 g de HNO3 Respuesta: Son necesarios 125,37 g de HNO3

23 CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
EJERCICIOS El metano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación (M.A. C= 12, H=1; O=16). CH4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) ¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 8 g de CH4? ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9,27 g de nitrógeno? La ecuación que explica el proceso es (M.A. Mg= 24; N= 14). Mg(s) + N2(g)  Mg3N2

24 REACTIVO LIMITANTE

25 REACTIVO LIMITANTE En los procesos químicos existe un reactivo que limita la cantidad de productos que se pueden obtener durante una reacción, denominado reactivo limitante.

26 CONCEPTOS 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.

27 EJEMPLO La 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 + 2Fe En 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/mol n Al = 3 mol n Fe2O3 = 320 g 160 g/mol n Fe2O3 = 2 mol

28 EJEMPLO X X 1,5 mol de Fe2O3 4 mol de Al 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.

29 Respuesta: Se producen 153 g de Al2O3
EJEMPLO La cantidad de Al2O3 se determina con la cantidad de reactivo limitantes presente. Así, que: Si: 2 mol de Al = 3 mol de Al 1 mol Al2O3 X mol Al2O3 X = 1,5 mol de Al2O3 m = n x M m = 1,5 mol x 102 g/mol m = 153 g de Al2O3 Respuesta: Se producen 153 g de Al2O3

30 2 SO2(g) + O2(g)  2H2O(g) + 2H2SO4(ac)
EJERCICIOS 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) 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). ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se pueden obtener a partir de 100 g de N2 y 100 g H2. ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? Determina la cantidad de g de reactivo en exceso que queda al final de la reacción.

31 RENDIMIENTO 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.

32 MgBr2 + 2 AgNO3  Mg(NO3)2 + 2AgBr
EJEMPLO Se prepara bromuro de plata (AgBr) haciendo reaccionar 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.

33 EJEMPLO X m = n x M m = 2,18 mol x 187,8 g/mol 2,18 mol de AgBr m =
Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. Si: 1 mol de MgBr2 = 1,09 mol de MgBr2 2 mol AgBr X mol AgBr 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

34 EJEMPLO Paso 3: Para determinar el rendimiento de la reacción se compara el rendimiento real (375 g) con el teórico (409,4 g). Rendimiento porcentual = Rendimiento real x 100 Rendimiento teórico Rendimiento porcentual = 375 g x 100 409,4 g Rendimiento porcentual = 91,59 %

35 CaCl2(ac) + AgNO3(ac)  AgCl(s) + Ca(NO3)2(ac)
EJERCICIOS 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?

36 Colegio Andrés Bello Chiguayante Muchas Gracias