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1. INTRODUCCIÓN El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria y en el trabajo de laboratorio. En.

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2 INTRODUCCIÓN El viejo adagio "no desperdiciar, no querer" se puede aplicar de igual manera a nuestra vida diaria y en el trabajo de laboratorio. En casi todas las profesiones entra en juego la deter­minación de cantidades correctas. Por ejemplo, la anfitriona de una reunión determina las cantidades de alimentos y bebidas necesarias para atender a sus invitados. Esas cantidades las definen recetas específicas, y también el conocimiento de las preferencias y gustos de los huéspedes. Una modista determina la cantidad de material, forro y encaje, necesaria para confeccionar un vestido para su cliente, tomando como base un patrón o su propia experiencia. Un colocador de alfombras determina - calculando áreas- las cantidades correctas de alfombra y tapiz necesarios para remodelar la casa de su cliente. Las autoridades hacendarías calculan la deducción correcta que debe aparecer en las nóminas, por concepto de impuestos federales, tomando como base el ingreso anual esperado por cada persona. También, el químico realiza el calculo de cantidades de productos o de reactivos, usando ecuaciones químicas balanceadas. Con dichos cálculos puede controlar la cantidad de producto, escalando la reacción hacia arriba o hacia abajo para ajustarse a las necesidades de sus investigaciones, y con ello puede reducir al mínimo el desperdicio o formación de exceso de sustancias durante la reacción. 2

3 3 LEYES PONDERALES Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce ningún cambio detectable en la masa "En toda reacción química la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos resultantes de la reacción." LAVOISIER: Ley de conservación de la masa La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de BALANCEAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente reflejen lo que ocurre en la reacción.

4 4 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces N 2 + 3H 2 2NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está balanceada si se conserva el número de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para balancearla se utilizan los coeficientes estequiométricos PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa, para ello, la reacción química debe estar BALANCEADA

5 5 permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen ECUACIÓN QUÍMICA COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado señalan la proporción en que las sustancias han participado C3H8C3H8 + O2O2 CO 2 H2OH2O

6 6 INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua 2H22H2 +O2O2 2H2O2H2O Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química balanceada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos

7 7 INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 moléculas de CO1 molécula de O 2 2 moléculas de CO 2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química balanceada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 2CO + O2O2 2CO 2 20 moléculas de CO10 molécula de O 2 20 moléculas de CO 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 6,02 · moléculas de O 2 2 · 6,02 · moléculas de CO 2 2 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2

8 8 1 mol de N 2 3 moles de H 2 2 moles de NH 3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2N2 + 3H23H2 2NH 3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 g/mol y N = 14,01 g/mol), se determinan las masas moleculares: H 2 = 2,02 g/mol; N 2 = 28,02 g/mol; NH 3 = 17,04 g/mol 28,02 g de N 2 3 · 2,02 = 6,06 g de H 2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH 3

9 9 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CÁLCULOS CON MOLES Conocida las moles de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las moles que intervienen en la reacción Ejemplo: Establecer el número de moles de O 2 necesarias para quemar 1,20 mol de alcohol etílico C 2 H 5 OH C 2 H 5 OH (l) + 3O 2(g) 2CO 2(g) + 3H 2 O (g) + E 1 mol de C 2 H 5 OH 3 mol de O 2 2 mol de CO 2 3 mol de H 2 O

10 10 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? 2KClO 3 + 2KCl3O 2 2 mol de KCl 3 mol de O 2 2 mol de KClO 3 2 x 74,45 g de KCl 3 x 32 g de O 2 2 x 122,45 g de KClO 3 X g de O g de KClO 3 244,9 g de KClO 3 96 g O 2 = X == 392 g de O g de KClO 3 X g O · ,9 CÁLCULOS CON MASAS

11 11 REACTIVO LIMITANTE En una reacción química sólo se gasta completamente el reactivo limitante. Los reactivos en exceso no se agotan completamente. 2 moles de CO 2 moles de O 2 0 moles de CO 2 Antes de la reacción 0 moles de CO 1 mol de O 2 2 moles de CO 2 Después de la reacción

12 12 CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante se consume completamente reactivo en exceso queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe con 8 g de S para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? 8Fe+S8S8 8FeS 1 mol de S 8 mol de FeS 8 mol de Fe 256 g de S 8 x 87.9 g de FeS8 x 56 g de Fe X g de S7 g de Fe 256 g de S g de Fe = X g de S 7 g de Fe 256 x X == 4 g de S reactivo limitante: reactivo en exceso: Fe S

13 13 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H 2 Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H 2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 g/mol X = 21,1 g de Zn 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn = 22,75 g X REACTIVOS CON IMPUREZAS Y = 0,645 g de H 2 65,38 g de Zn 2 g de H 2 = 21,1 g de Zn Y Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H 2 % Pureza= gramos p uros x 100 gramos impuros

14 14 RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química


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