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

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1 ESTEQUIOMETRÍA II Colegio Andrés Bello Chiguayante Colegio Andrés Bello Chiguayante 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 2 + O 2 2H 2 O 2 mol de H 2 1 mol de O 2 2 mol de H 2 O 2 x 6x10 23 moléculas de H 2 6x10 23 moléculas de O 2 2 x 6x10 23 moléculas de H 2 O 4 átomos de Hidrógeno2 átomos de Oxígeno4 átomos de Hidrógeno 2 átomos de Oxígeno 4 g32 g36 g

4 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 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. C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O 435 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE 1 mol de C 3 H 8 5 mol de O 2 3 mol de CO 2 4 mol de H 2 O 6,02x10 23 moléculas de C 3 H 8 3,01x10 24 moléculas de O 2 1,81x10 24 moléculas de CO 2 2,41x10 24 moléculas de H 2 O 44 g160 g132 g72 g

10 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. HCl + ZnS ZnCl 2 + H 2 S 2 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE 2 mol de HCl 1 mol de ZnS 1 mol de ZnCl 2 1 mol de H 2 S 1,20x10 24 moléculas de HCl 6,02x10 23 moléculas de ZnS 6,02x10 23 moléculas de ZnCl 2 6,02x10 23 moléculas de H 2 S 73 g97 g136 g34 g

11 ACTIVIDAD: IDENTIFICA Al + Br 2 AlBr 3 3 REACCIÓN DE COMBINACIÓN 2 mol de Al 3 mol de Br 2 2 mol de AlBr 3 1,20x10 24 átomos de Al 1,81x10 24 moléculas de Br 2 1,20x10 24 moléculas de AlBr 3 54 g480 g534 g 2 2 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.

12 ACTIVIDAD: IDENTIFICA Fe + CuSO 4 Cu + FeSO 4 REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE 1 mol de Fe 1 mol de CuSO 4 1 mol de Cu 1 mol de FeSO 4 6,02x10 23 átomos de Fe 6,02x10 23 moléculas de CuSO 4 6,02x10 23 átomos de Cu 6,02x10 23 moléculas de FeSO 4 56 g159,5 g63,5 g152 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.

13 ACTIVIDAD: IDENTIFICA H 2 O 2 H 2 O + O 2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2 mol de H 2 O 2 2 mol de H 2 O 1 mol de O 2 1,20x10 24 moléculas de H 2 O 2 1,20x10 24 moléculas de H 2 O 6,02x10 23 moléculas de O 2 68 g36 g32 g 2 2 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.

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 CO 2. Si: 1 mol de C 6 H 12 O 6 = 2 mol de C 6 H 12 O 6 6 mol CO 2 X mol CO 2 X = 6 mol CO 2 x 2 mol de C 6 H 12 O 6 1 mol de C 6 H 12 O 6 X = 12 mol de CO 2

19 EJEMPLO 1 m = n x M Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos. La Masa Molar del CO 2 es 44 g/mol. m = 12 mol x 44 g/mol m=528 g de CO 2 Respuesta: Se obtendrán 528 g de CO 2 al reaccionar 2 moles de glucosa (C 6 H 12 O 6 )

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

21 EJEMPLO 2 Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. Si: 10 mol de HNO 3 = X mol de HNO 3 1 mol N 2 O0,199 mol N 2 O X = 10 mol de HNO 3 x 0,199 mol de N 2 O 1 mol de N 2 O X = 1,99 mol de HNO 3

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

23 EJERCICIOS 1.El metano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación (M.A. C= 12, H=1; O=16). CH 4(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen cuando se queman 8 g de CH 4 ? 2.¿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) + N 2(g) Mg 3 N 2

24 REACTIVO LIMITANTE

25 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 + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe En un proceso se hicieron reaccionar 81 g de Al con 320 g de Fe 2 O 3. Determinar el reactivo limitante y la cantidad en gramos de Al 2 O 3 que se produce. n Al = 81 g 27 g/mol n Al =3 mol n Fe 2 O 3 = 320 g 160 g/mol n Fe 2 O 3 =2 mol

28 EJEMPLO Si: 2 mol de Al = 3 mol de Al 1 mol Fe 2 O 3 X mol Fe 2 O 3 X = 1,5 mol de Fe 2 O 3 Si: 1 mol de Fe 2 O 3 = 2 mol de Fe 2 O 3 2 mol AlX mol Al X = 4 mol de Al Al : R.L. Fe 2 O 3 : R.E.

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

30 EJERCICIOS 1.Considerando la siguiente ecuación, ¿cuánto ácido sulfúrico en gramos (H 2 SO 4 ) se puede formar a partir de 5 mol de dióxido de azufre (SO 2 ) y 2 mol de oxígeno (O 2 ) (M.A. S= 32, H=1; O=16). 2 SO 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) + 2H 2 SO 4(ac) 2.El proceso para la producción de amoniaco (NH 3 ) se representa mediante la siguiente ecuación balanceada: N 2(g) + 3H 2(g) 2 NH 3(g). (M.A. N= 14, H= 1). A.¿Cuántos g de NH 3 (amoniaco) se pueden obtener a partir de 100 g de N 2 y 100 g H 2. 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.

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 EJEMPLO Se prepara bromuro de plata (AgBr) haciendo reaccionar 200 g de bromuro de magnesio (MgBr) con la cantidad adecuada de nitrato de plata (AgNO 3 ). ¿Cuál será el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 375 g de bromuro de plata? MgBr AgNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + 2AgBr PASO 1: Sabiendo que la masa molecular de MgBr 2 = 184,13 g/mol, se calcula la cantidad de sustancia (mol) a la que equivalen 200 g de MgBr 2. n = 1,09 moles.

33 EJEMPLO Si: 1 mol de MgBr 2 = 1,09 mol de MgBr 2 2 mol AgBrX 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 Mm = 2,18 mol x 187,8 g/mol m=409,4 g de AgBr

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

35 EJERCICIOS En un experimento se obtuvieron 3,43 g de SOCl 2. esta reacción tiene un rendimiento teórico de 5,64 g de SOCl 2. considerando que la ecuación química es: SO 2 + PCl 5 SOCl 2 + POCl 3 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: CaCl 2(ac) + AgNO 3(ac) AgCl (s) + Ca(NO 3 ) 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 Muchas Gracias Colegio Andrés Bello Chiguayante Colegio Andrés Bello Chiguayante


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