ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) Introducción Definición: La estequiometría es el área de la química que se preocupa de estimar las cantidades exactas de reactivos y productos obtenidos en una reacción química. La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas. Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida)

LEYES PONDERALES (Fundamentos de la Estequiometría)  LAVOISIER: Ley de conservación de 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." Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS, es decir, tener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. N2 + H2 NH3 3 2

Ley de las proporciones definidas  Esta ley fue formulada y probada por J. L. Proust en 1799 "Cuando varios elementos se unen para formar una sustancia determinada lo hacen siempre en una relación de masa constante, independientemente del proceso seguido para su formación".  Por lo tanto, diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción 10,0 g Cu 15,06 g CuS + 5,06 g S 10,0 g Cu 7,06 g S 2,00 g S + 15,06 g CuS + 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu 20,0 g Cu + +

Ley de las proporciones múltiples Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que: “Las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.”

Coeficientes estequiométricos REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: Coeficientes estequiométricos Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen. En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento, el número de moléculas de cada compuesto y también nos informa del N° de moles de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2 H2 + O2 2 H2O C3H8 5 O2 3 CO2 H2O 4 + +

“El Mol” 602.200.000.000.000.000.000.000 unidades CONCEPTO DE MOL Los átomos y las moléculas son objetos muy pequeños y requieren una unidad de cantidad de sustancia muy grande. “El Mol” 1 docena: Un conjunto de 12 unidades o elementos 1 Centena : Un conjunto de 100 unidades o elementos 1 mol : Un conjunto de 6.022x1023 unidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) 602.200.000.000.000.000.000.000 unidades

Definición Mol: 1 mol de átomos de Cu : 6.022x1023 átomos de Cobre Un mol se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas u otros) como átomos hay exactamente en 12 gramos de Carbono-12. Este número fijo se conoce como el número de Avogadro. Su valor, obtenido experimentalmente es de 6,022 x 10 23 unidades. 1 mol de átomos de Cu : 6.022x1023 átomos de Cobre 1 mol de moléculas de agua (H2O) : 6.022x1023 moléculas de agua (H2O) 1 mol de iones cloruro (Cl-) : 6.022x1023 iones cloruro (Cl-)

Masa molar de los átomos La masa molar (M) de un átomo es la masa contenida en un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son los gramos por mol (g/mol). Por ejemplo: Masa molar de 1 mol de átomos de azufre: 32 g/mol Masa molar de 1 mol de átomos de cloro: 35,5 g/mol Elemento Masa molar Número de átomos H 1,008 g 6,022x1023 He 4,003 g C 12,01 g O 16,00 g

Masa molar de los compuestos La masa molar (M) de un compuesto se define como la masa contenida en un mol de ese compuesto, y se determina sumando las masas molares de cada uno de los átomos que lo componen. Por ejemplo: Para el agua (H2O), la masa molar será: M = 2(1,008 g/mol) + 1(16,00 g/mol) M = 18,02 g/mol Masa molar del agua es 18,02 g/mol Ejemplo 2: Calcule la masa molar del hidróxido de calcio, Ca(OH)2. R: 74,10 g/mol

Conociendo el número de Avogadro y la masa molar de un elemento es posible calcular la masa de cada átomo individual. También puede determinarse el número de átomos en una muestra pesada de cualquier elemento. Ejemplo: Cuando se añade selenio (Se) al vidrio, éste adquiere un brillante color rojo. Calcule: (masa molar Se, M = 79 g/mol) a) La masa de un átomo de selenio. b) El número de átomos de selenio en una muestra de 1000 g del elemento. R: a) 1,311 x 10-22 g de selenio (Se) b) 76,24 x 1023 átomos de selenio (Se)

Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relaciones mas complejas y desconocidas. Por ejemplo: Ejercicio: ¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2 al reaccionar con la cantidad apropiada de oxigeno? R: 1,59 moles de CH4

Conversión Mol-Gramo Con frecuencia resulta necesario convertir los moles de una sustancia a masa en gramos o viceversa. Dichas conversiones se realizan utilizando la siguiente relación: Donde: M es la masa molar en gramos/mol (g/mol) m representa la masa en gramos (g) n es la cantidad de sustancia expresada en moles (mol)

Ejemplo 1: El sulfato de calcio (CaSO4) es el principal ingrediente de la tiza utilizada antiguamente y aún hoy día por profesores y profesoras para escribir en la pizarra. Determinar el número de moles de sulfato de calcio que hay en un trozo de tiza de 14,8 g. En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar del compuesto según su formula Formula: CaSO4, así que la masa molar es: M = 1(40,08 g/mol) + 1(32,06 g/mol) + 4(16,00 g/mol) M = 136,14 g/mol En la relación , despejamos n y se obtiene: n = 0,11 mol de CaSO4

Ejemplo 2: El ácido acetilsalicílico (C9H8O4) es el principio activo de la aspirina. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0,287 moles de ácido acetilsalicílico? En primer lugar, la estrategia consistirá en calcular la masa molar del compuesto según su formula y la emplearemos para convertir 0,287 moles a masa en gramos. Formula: C9H8O4, así que la masa molar es: M = 9(12,01 g/mol) + 8(1,00 g/mol) + 4(16,00 g/mol) M = 180,09 g/mol En la relación , despejamos m y se obtiene: m = 51,68 g de C9H8O4

Masa molecular – Masa molar ( M ) La masa molecular de un compuesto expresada en uma es numéricamente la misma que la masa de un mol expresado en gramos. Para el agua: H2O Masa molecular = (2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma Masa de una molécula de agua = 18.02 uma Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 g ) + 16.00 g = 18.02 g 18.02 g H2O = 6.022 x 1023 moléculas de agua = 1 mol H2O

Un mol de algunas sustancias conocidas CaCO3 100.09 g Oxígeno 32.00 g Cobre 63.55 g Agua 18.02 g

Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O) Información contenida en la fórmula química de la glucosa C6H12O6 ( M = 180.16 g/mol) Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O) Átomos/molécula de compuesto Moles de átomos/ moles de compuesto Átomos/mol de compuesto Masa/molécula de compuesto Masa/mol de 6 átomos 12 átomos 6 átomos 6 moles de 12 moles de 6 moles de átomos átomos átomos 6(6.022 x 1023) 12(6.022 x 1023) 6(6.022 x 1023) átomos átomos átomos 6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma) =72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma 72.06 g 12.10 g 96.00 g

Relaciones masa - mol de un compuesto Para un elemento Para un compuesto Masa (g) del Elemento Masa (g) del compuesto Cantidad (mol) del elemento Cantidad (mol) de elementos en el compuesto Cantidad (mol) del compuesto Moléculas (o unidades fórmula) del compuesto) Átomos del elemento

Cálculo del número de moles y átomos en la masa dada de un elemento Problema: El Tungsteno (W) es el elemento usado como filamento en las bombillas eléctricas, y tiene el punto de fusión más alto de todos los elementos, 3680oC. ¿Cuántas moles de tungsteno, y átomos de este elemento están contenidos en una muestra de 35.0 mg del metal? Plan: Convierta la masa en moles dividiendo la masa entre el peso atómico del metal, después calcule el número de átomos multiplicando por el número de Avogadro. Solución: Conversión de la masa de W en moles: Moles de W = 35.0 mg W x = 0.00019032 mol =1.90 x 10 - 4 mol No. de átomos de W = 1.90 x 10 - 4 mol W x = = 1.15 x 1020 átomos de Tungsteno 1 mol W 183.9 g W 6.022 x 1023 átomos 1 mol de W

Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto Problema: El Trisodio de fosfato es un componente de algunos detergentes. ¿Cuántas moles y unidades fórmula hay en una muestra de 38.6 g? Plan: Necesitamos determinar la fórmula y la masa molecular de las masas atómicas de cada elemento multiplicadas por los coeficientes. Solución: La fórmula es Na3PO4. Cálculo de la masa molar: M = 3x Sodio + 1 x Fósforo + 4 x oxígeno = 3 x 22.99 g/mol + 1 x 30.97 g/mol + 4 x 16.00 g/mol = 68.97 g/mol + 30.97 g/mol + 64.00 g/mol = 163.94 g/mol Conversión de masa a moles: Moles Na3PO4 = 38.6 g Na3PO4 x (1 mol Na3PO4) 163.94 g Na3PO4 = 0.23545 mol Na3PO4 Unidades fórmula = 0.23545 mol Na3PO4 x 6.022 x 1023 unidades fórmula 1 mol Na3PO4 = 1.46 x 1023 unidades fórmula

Diagrama de flujo para el cálculo del porcentaje de masa Moles de X en un mol de compuesto Se multiplica por M (g / mol) de X Masa (g) de X en un mol de compuesto Se divide entre la masa (g) de un mol de compuesto fracción masa de X % masa de X Se multiplica por 100

Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto Problema: La sucrosa (C12H22O11) es el azúcar de mesa común. ( a) ¿Cuál es el porcentaje de masa de cada elemento en la sucrosa? ( b) ¿Cuántos gramos de carbono hay en 24.35 g de sucrosa? (a) Determinación del porcentaje de cada elemento: masa de C = 12 x 12.01 g C/mol = 144.12 g C/mol masa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/mol masa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol 342.296 g/mol Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C : Total masa de C = 144.12 g masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto = 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105% fracción masa de C=

Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto (a) continuacion % masa de H = x 100% = x100% = 6.479% de H % masa % O = x 100% = x100% = 51.417% de O (b) Determinación de la masa de carbono: masa (g) de C = masa de sucrosa x (fracción masa de C en la sucrosa) masa (g) de C = 24.35 g sucrosa x = 10.25 g C mol H x M de H 22 x 1.008 g H masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g mol O x M de O 11 x 16.00 g O masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g 0.421046 g C 1 g sucrosa

Masa molar y composición % de NH4NO3 2 mol N x 14.01 g/mol = 28.02 g N 4 mol H x 1.008 g/mol = 4.032 g H 3 mol O x 15.999 g/mol = 48.00 g O 80.05 g/mol 28.02g N2 80.05g %N = x 100% = 35.00% 4.032g H2 80.05g %H = x 100% = 5.037% 48.00g O2 80.05g %O = x 100% = 59.96% 99.997%

Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H2SO4 Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol 2(1.008g H2) 98.09g %H = x 100% = 2.06% H 1(32.07g S) 98.09g %S = x 100% = 32.69% S 4(16.00g O) 98.09 g %O = x 100% = 65.25% O Revisión = 100.00%

Composición Porcentual Indica el porcentaje en masa de cada elemento que forma una sustancia. Ejemplo: H2O Masa molar 18 g/mol Masa atómica H: 1 g/mol, O: 16 g/mol Composición % oxígeno: Composición % hidrógeno:

Fórmulas Empíricas y Moleculares Fórmula empírica – Es la fórmula más simple para un compuesto de acuerdo con el análisis elemental. Es el conjunto más pequeño de número de átomos. Fórmula molecular – Es la fórmula del compuesto tal como existe, puede ser un múltiplo de la fórmula empírica.

Pasos para determinar fórmulas empíricas Masa (g) de cada elemento Dividir entre M (g/mol ) Cantidad (moles) de cada elemento Usar el no. de moles como subíndices Fórmula preliminar Cambiar a subíndices enteros Fórmula empírica

Algunos ejemplos de compuestos con la misma relación elemental Fórmula empírica Fórmula molecular CH2 (Hidrocarbonos no saturados) C2H4 , C3H6 , C4H8 OH o HO H2O2 S S8 P P4 Cl Cl2 CH2O (carbohidratos) C6H12O6

Fórmula Empírica (mínima) Indica la menor proporción en números enteros de átomos de los elementos que forman una sustancia Sustancia Fórmula molecular Fórmula mínima Agua oxigenada H2O2 HO Glucosa C6H12O6 CH2O Ác. Sulfúrico H2SO4 Sacarosa C12H22O11

Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Problema: El análisis elemental de la muestra de un compuesto da los siguientes resultados: 5.677g Na, 6.420 g Cr, y 7.902 g O. ¿Cuál es la fórmula empírica y el nombre del compuesto? Plan: Primero debemos convertir la masa de los elementos a moles de los elementos usando las masas molares. Después construimos una fórmula y un nombre preliminar del compuesto. Solución: Cálculo de los moles de los elementos: Moles de Na = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O 1 mol Na 22.99 g Na 1 mol Cr 52.00 g Cr 1 mol O 16.00 g O

Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Construcción de la fórmula preliminar: Na0.2469 Cr0.1235 O0.4939 Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice más pequeño): Na1.99 Cr1.00 O4.02 Redondeo de todos los números: Na2CrO4 Cromato de sodio

Calcular la fórmula mínima de un compuesto que presenta 43,4% de sodio; 11,3% de carbono; y 45,3% de oxígeno (masas atómicas: Na=23; C=12; O=16) Datos 43,3% Na 11,3% C 45,3% O División de % por masa atómica 43,4/23 = 1,88 11,3/12 = 0,94 45,3/16 = 2,82 División por el menor valor obtenido 1,88/0,94 = 2 0,94/094 = 1 2,82/0,94 = 3 Fórmula mínima Na2CO3 Proporción en masa Proporción en átomos Proporción en átomos

Calcular la fórmula molecular de una sustancia de masa molecular 180 g/mol que contiene 40,0% de carbono; 6,72% de hidrógeno; y 53,28% de oxígeno (masas atómicas: H=1; C=12; O=16). Cx Hy Oz C6H12O6 12x + 1y + 16z = 180 C: 100% de sustancia ------------ 40,0% de C 180 g de sustancia ------------ 12x g de C x = 6 H: 100% de sustancia ------------ 6,72% de H 180 g de sustancia ------------ 1y g de H y = 12 O: 100% de sustancia ------------ 53,28% de O 180 g de sustancia ------------ 16z g de O z = 6

La adrenalina es un compuesto muy importante en el cuerpo El análisis da: C = 56.8 % H = 6.50 % O = 28.4 %N = 8.28 % Calcule la fórmula empírica

Adrenalina Suponer 100g! C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol C H = 6.50 g H/( 1.008 g H / mol H) = 6.45 mol H O = 28.4 g O/(16.00 g O/ mol O) = 1.78 mol O N = 8.28 g N/(14.01 g N/ mol N) = 0.591 mol N (el menor) Dividir entre 0.591 = C = 8.00 mol C = 8.0 mol C o H = 10.9 mol H = 11.0 mol H O = 3.01 mol O = 3.0 mol O C8H11O3N N = 1.00 mol N = 1.0 mol N

Algunos compuestos con fórmula empírica CH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O) Fórmula M molecular (g/mol) Nombre Uso o función CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador biológico C2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre ( 5% solución) C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se forma en el músculo durante el ejercicio C4H8O4 120.10 Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa C5H10O5 150.13 Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B2 C6H12O6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células

Fórmula empírica / 0.170 mol K = 1 mol K /mol K = 1 mol Cr /mol K A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles / 0.170 mol K 6.64 grs de K x 1 mol de K 39.1 grs de K = 0.170 mol de K = 1 mol K /mol K = 1 mol Cr /mol K = 3.5 mol O /mol K 8.84 grs de Cr x 1 mol de Cr 52.0 grs de Cr = 0.170 mol de Cr 9.52 grs de O x 1 mol de O 16.0 grs de O = 0.595 mol de O 1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7

Fórmula molecular Fórmula molecular = (CH2O)n (CH2O)6 La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6. “CH” fórmula empírica C6H6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular pesa n veces la fórmula empírica. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Escribir su fórmula molecular. n = 180 grs/mol glucosa 30 grs de CH2O Fórmula molecular = (CH2O)n Masa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30, = 6 (CH2O)6 C6H12O6

Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O Propiedad Etanol Éter dimetílico M (g/mol) 46.07 46.07 Color Incoloro Incoloro Punto de fusión - 117oC - 138.5oC Punto de ebullición 78.5oC - 25oC Densidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mL Uso Intoxicante en las En refrigeracion bebidas alcohólicas H H H H H C C O H H C O C H H H H H

Información contenida en una ecuación balanceada Vista en Reactivos Productos términos de: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 6 H2O(g) + Energía Moléculas 2 moléculas de C2H6 + 7 moléculas de O2 = 4 moléculas de CO2 + 6 moléculas de H2O Cantidad (mol) 2 mol C2H6 + 7 mol O2 = 4 mol CO2 + 6 mol H2O Masa (uma) 60.14 uma C2H6 + 224.00 uma O2 = 176.04 uma CO2 + 108.10 uma H2O Masa (g) 60.14 g C2H6 + 224.00 g O2 = 176.04 g CO2 + 108.10 g H2O Masa total (g) 284.14g = 284.14g

INFORMACIÓN CUANTITATIVA

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.

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.

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:

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:

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. C3H8 + O2  CO2 + 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

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  ZnCl2 + 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

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

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

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN ACTIVIDAD: IDENTIFICA 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. 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. H2O2  H2O + O2 2 2 H2O2  H2O + O2 2 2 REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2 mol de H2O2 2 mol de H2O 1 mol de O2 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 1,20x1024 moléculas de H2O2 1,20x1024 moléculas de H2O 6,02x1023 moléculas de O2 68 g 36 g 32 g 68 g 36 g 32 g

Reactivo limitante Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso. 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)

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.

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.

Reactivo limitante En un recipiente cerrado se prepara una mezcla de 2,40 mol de O2 y 4,00 mol de H2. Se hace saltar una chispa y se produce la reacción de formación de H2O indicada más arriba. ¿Cuántos moles de O2 reaccionan? ¿Cuántos moles de H2 reaccionan? ¿Cuántos moles de H2O se forman? 1) 2,40 mol O2 podrían reaccionar con 4,80 mol H2, pero sólo hay presentes 4,00 mol H2; luego se quedará O2 sobrante sin reaccionar. 2) 4,00 mol H2 pueden reaccionar con 2,00 mol O2; como hay presentes 2,40 mol O2, quedaran 0,40 mol O2 sobrantes sin reaccionar. 3) 4,00 mol H2 reaccionan con 2,00 mol O2 y producen 4,00 mol H2O. 4) El resultado de la reacción es que se consume todo el H2, se producen 4,00 mol H2O y quedan presentes sin reaccionar 0,40 mol O2. El H2 actúa de “reactivo limitante”

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

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.

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

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.

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.

MgBr2 + 2 AgNO3  Mg(NO3)2 + 2AgBr EJEMPLO Se prepara bromuro de plata (AgBr) haciendo reaccionar 200 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.

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

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 %

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?

Modelo de Cálculo: Destacar la pregunta. Identificar los reactantes y productos de la reacción. Escribir la ecuación química y balancear. Transformar los datos dados en cantidad de matéria (mol). Calcular a través de la proporción estequiométrica de la reacción la cantidad de matéria (mol) de la(s) sustancia(s) solicitadas. Transformar moles de la sustancia en la unidad solicitada.

Ejercicio Modelo: Cuantos gramos de oxígeno se necesitan para quemar 50 moles de monóxido de carbono? 1) m (g) O2 = ? 2) Reactantes: CO e O2 / Produtos: CO2 3) Reacción: 2CO + O2  2CO2 4) datos: 50 moles de CO 5) 2 moles CO ___ 1 mol O2 50 moles CO ___ X moles O2  n = 25 moles O2 6) n = m / M  25 = m / 32  m = 800g de O2

Otros ejercicios: 1) Que masa , en gramos , de sulfato de sódio se obtiene por la neutralización de 20 moles de hidróxido de sódio, con ácido sulfúrico suficiente? 2) Cual es el volumen de amoniaco, en condiciones CNTP, obtenido en la síntesis directa apartir de 12g de hidrogeno y exceso de nitrogeno? Grado de Pureza: 3) Cual es la masa de cloruro de cálcio que se obtiene cuando se trata 46.25g de hidróxido de cálcio, conteniendo 20% de impurezas, con ácido clorídrico suficiente? 4) En la quema de 30g de grafito, con 80% de pureza, cual es el volumen de CO2 obtenido en las CNTP?

Ejercicios: Reactivo Limitante / Reactivo en exceso: 5) El H2S reacciona con el SO2 según la reacción : 2H2S + SO2  3S + 2H2O Cual es el número de moles de S, que se puede formar cuando reaccinan 5 moles de H2S con 2 moles de SO2? 6) Cromo metálico se puede producir por la reducción del Cr2O3 con aluminio según la ecuación: 2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr Suponiendo reacción completa, la masa de cromo producida por la reacción de 5.4Kg de Al con 20Kg de Cr2O3, es:

Ejercicios: Rendimiento: 7) La reacción entre cloruro de cálcio y nitrato de potasio presenta un rendimiento de 90%. Cual es la masa del precipitado obtenida a partir de 44.4g de CaCl2 ? 8) En la combustión de 36g de grafito puro se obtenieron 50.4L, en las CNTP, de CO2(g). Cual es el rendimiento de ese proceso?