Estequiometría Asignatura: Química Curso: Acceso Mayores de 25 años Centro: Universidad de La Laguna Curso Académico: 2009-10 Estequiometría Profesor: Bernardo Domínguez Hernández Departamento de Química Física Universidad de La Laguna correo: bdomingh@ull.es pág. web: webpages.ull.es/users/bdomingh

Definiciones Elemento: Sustancia pura que no puede convertirse en una forma de materia más simple por ningún tipo de transformación química. Átomo: Es la unidad más pequeña de materia que conserva las características del elemento al que pertenece. Símbolo: Es la representación de un elemento. Sodio: Na Cloro: Cl Compuesto: Sustancia pura en la que están combinados dos o más elemen-tos en proporciones fijas y constantes. Molécula: Es la unidad más pequeña de materia que conserva las características del compuesto al que pertenece. Fórmula: Es la representación de una molécula. Agua: H2O Cloruro de potasio: KCl Fórmula empírica: Sólo da las proporciones. (CH3)n Fórmula molecular: Da las cantidades reales. C2H6 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Número atómico: Es el número de electrones o protones que contiene un átomo Número másico: Es el número de protones más neutrones que contiene un átomo Isótopos: Son aquellos átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto peso atómico. Sólo se diferencian en el número de neutrones. 1 2 3 12 13 14 235 238 H H H C C C U U Mol: Cantidad de materia que contiene tantas unidades elementales como hay en exactamente 12 g del isótopo 12 del Carbono. n = m/M ; moles = gramos/peso molecular Unidad de masa atómica: Unidad de masa igual a la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. 1 uma = 1/NA g Número de Avogadro: Número de partículas contenidas en 1 mol de sustancia. 6.022·1023 mol-1 602 200 000 000 000 000 000 000 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

C C C C 12 6 Átomo (Chadwick – 1932) Núcleo Corteza Masa del átomo 100 pm Núcleo Corteza 0.005 pm Masa del átomo Neutrones(0) Protones (+) Electrones (─) 10-4 rat. Diezmilé- sima parte del ta- maño del átomo 12 C 12 C 6 6 13 C C 6 12.01 C 14 6 6 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

La masa atómica será la media ponderada: A partir del siguiente cuadro de los isótopos del Mg, número atómico 12, cal-cúlese el peso atómico medio del magnesio así como el número de protones y neutrones de cada uno de los isótopos. Isótopo M(g/mol) Abundancia 24Mg 23.9850 78.70% 25Mg 24.9858 10.13% 26Mg 25.9826 11.17% La masa atómica será la media ponderada: + 23.9850·0.7870 + 24.9858·0.1013 + 25.9826·0.1117 = 24.3095 g/mol Sabiendo que el número atómico coincide con los protones y el número má-sico es la suma de protones más neutrones: Isótopo Protones Neutrones 24Mg 12 12 25Mg 12 13 26Mg 12 14 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Tabla Periódica Al pasar de un elemento al siguiente se añade un electrón a la corteza y un protón al núcleo. 29 63.54 Cu 26 55.85 Fe 6 12.01 C 1 1.01 H 17 35.45 Cl 11 22.99 Na 33 74.92 As 79 197.0 Au 88 226 Ra 74 183.8 W Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

2 H = 2× 1 = 2 H2SO4 1 S = 1×32 = 32 4 O = 4×16 = 64 98 g/mol Masa atómica (peso atómico): Es un número que indica, en promedio, cuán pesado es un número de Avogadro de átomos al compararlo con un número de Avogadro del isótopo 12 del carbono. Es la cantidad de materia contenida en un número de Avogadro de átomos. g/mol Masa molecular (peso molecular): Es un número que indica, en promedio, cuán pesado es un número de Avogadro de moléculas al compararlo con un número de Avogadro del isótopo 12 del carbono. Es la cantidad de materia contenida en un número de Avogadro de moléculas. g/mol 2 H = 2× 1 = 2 H2SO4 1 S = 1×32 = 32 4 O = 4×16 = 64 98 g/mol Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

En estequiometría vamos a manejar gramos, moles y átomos o moléculas En estequiometría vamos a manejar gramos, moles y átomos o moléculas. Si las unidades de la masa atómica o molecular son g/mol y las unidades del número de Avogadro son átomos/mol o moléculas/mol, resulta inmediato concluir que la relación entre gramos, moles y átomos o moléculas es: ×NA/M ÷M ×NA gramos moles moléc./át. ×M ÷NA ×M/NA Así: Determinar la masa de la siguiente mezcla: 0.150 moles de Hg más 0.150 g de Hg más 4.53·1022 átomos de Hg. [Hg: 200.6 g/mol] 0.150 moles Hg = 0.150 moles × 200.6 g/mol = = 30.1 g Hg 0.150 g Hg = = 0.150 g Hg 4.53·1022 átomos × 200.6 g/mol 6.022·1023 átomos/mol 4.53·1022 átomos Hg = = 15.1 g Hg = 45.3 g Hg Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

moles gramos moléc./át. ×NA ÷M ÷NA ×M ×NA/M ×M/NA ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene mayor masa: a) 100 g de Zn; b) 8 moles de Be; c) 8·1023 átomos de Pd? [Be: 9.0 g/mol; Pd: 106.4 g/mol] 100 g Zn = = 100 g Zn 8 moles Be = 8 moles × 9.0 g/mol = = 72.0 g Be 8·1023 átomos × 106.4 g/mol 6.022·1023 átomos/mol 8·1023 átomos Pd = = 141.3 g Pd El Pd es el de mayor masa con 141.3 g Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Cálculo de Pesos Moleculares 3 Ba = 3×137.3 =411.9 1 H = 1× 1 = 1 Ba3(PO4)2 2 P = 2×31 = 62 HNO3 1 N = 1×14 = 14 8 O = 8×16 = 128 3 O = 3×16 = 48 601.9 g/mol 63 g/mol 1 Be =1×9 = 9 2 H = 2×1 = 2 BeI2 H2O 2 I = 2×126.9 =253.8 1 O = 1×16 = 16 262.8 g/mol 18 g/mol 1 Cu = 1×63.5 = 63.5 1 S = 1×32 = 32 CuSO4·5H2O 4 O = 4×16 = 64 5 H2O = 5×18 = 90 249.5 g/mol Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Estequiometría: Es la parte de la Química que estudia las relaciones en peso de los elementos en un compuesto o de los reactivos y productos en una ecuación química. Coeficientes estequiométricos: Son los subíndices en un compuesto o los números que preceden a las sustancias en una ecuación química. 4 Coeficiente este-quiométrico del O H2SO4 2 Coeficiente este-quiométrico del H 1 Coeficiente este-quiométrico del S Ba3(PO4)2 2 Coeficiente estequio-métrico del grupo PO4 3 Coeficiente este-quiométrico del Ba 4 Coeficiente este-quiométrico del O 1 Coeficiente este-quiométrico del P Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Estequiometría de un Compuesto M(g/mol) 98 1 16 32 2 32 H2SO4 ≡ 2 H ≡ 4 O ≡ 1 S ≡ 1 H2 ≡ 2 O2 moles 1 2 4 1 1 2 moléc/át 1×NA 2×NA 4×NA 1×NA 1×NA 2×NA gramos 1×98 2×1 4×16 1×32 1×2 2×32 ¿Cuántos moles de H2 hay en 43.5 g de H2SO4? 98 g 1 mol 43.5 g moles ? 43.5×1/98 = 0.44 moles ¿Cuántos átomos de O hay en 0.23 moles de H2SO4? 1 mol 4×NA át. 0.23 moles átomos ? 0.23×4×NA/1 = 0.23×4×6.022×1023 = 5.5×1023 átomos Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Ba3(PO4)2 ≡ 3 Ba ≡ 2 P ≡ 8 O ≡ 4 O2 M(g/mol) 601.9 137.3 31 16 32 moles 1 3 2 8 4 moléc/át 1×NA 3×NA 2×NA 8×NA 4×NA gramos 1×601.9 3×137.3 2×31 8×16 4×32 ¿Cuántos moles de O2 hay en 82.2 g de Ba3(PO4)2? 601.9 g 4 moles 82.2 g moles ? 82.2×4/601.9 = 0.54 moles ¿Cuántos átomos de O hay en 1.77 moles de Ba3(PO4)2? 1 mol 8×NA át. 1.77 moles átomos ? 1.77×8×NA/1 = 1.77×8×6.022×1023 = 8.5×1024 átomos Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Para el compuesto C6H5NO2 (nitrobenceno), calcular: 5/2 1/2 M(g/mol) 123 12 1 14 16 2 28 32 C6H5NO2 ≡ 6 C ≡ 5 H ≡ 1 N ≡ 2 O ≡ 2.5 H2 ≡ 0.5 N2 ≡ 1 O2 moles 1 6 5 1 2 2.5 0.5 1 moléc/át 1·NA 6·NA 5·NA 1·NA 2·NA 2.5·NA 0.5·NA 1·NA gramos 1·123 6·12 5·1 1·14 2·16 2.5·2 0.5·28 1·32 a) g de C en 5 moles de C6H5NO2 1 mol 72 g 5×72/1 = 360 g 5 moles g ? b) g de C por cada 10 g de N 72 g 14 g 10×72/14 = 51.4 g g ? 10 g c) moles de O en 150 g de C6H5NO2 123 g 2 moles 150×2/123 = 2.44 moles 150 g moles ? d) moles de O2 en 200 g de C6H5NO2 123 g 1 moles 200 g moles ? 200×1/123 = 1.63 moles Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Para el compuesto C6H5NO2 (nitro… Continuación 5/2 1/2 M(g/mol) 123 12 1 14 16 2 28 32 C6H5NO2 ≡ 6 C ≡ 5 H ≡ 1 N ≡ 2 O ≡ 2.5 H2 ≡ 0.5 N2 ≡ 1 O2 moles 1 6 5 1 2 2.5 0.5 1 moléc/át 1·NA 6·NA 5·NA 1·NA 2·NA 2.5·NA 0.5·NA 1·NA gramos 1·123 6·12 5·1 1·14 2·16 2.5·2 0.5·28 1·32 e) moléculas de H2 en 2 moles de C6H5NO2 1 mol 2.5·NA 2·2.5·NA/1 = 2 moles moléc ? 3.01·1024 moléc. f) átomos de C en 3 g de C6H5NO2 123 g 6·NA 3×6×6.022×1023/123 = 8.81·1022 átomos 3 g at. ? g) porcentaje de N 123 g 14 g 100×14/123 = 11.4% N 100 g g ? h) masa de un átomo de N y una molécula de O2 NA át. 14 g NA át. 32 g 14/NA=2.3·10-23 g 32/NA=5.3·10-23 g 1 át. g ? 1 át. g ? Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Fórmula empírica H S O porcentaje 2.04 32.6 65.3 g en 100 totales 2.04 Un compuesto se sabe que está formado por 2.04% de hidrógeno, 32.6% de azufre y el resto de oxígeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Sabiendo que el peso molecular es 98 g/mol, determinar la fórmula molecu-lar. Los moles son el cociente entre los gramos y el peso atómico. M(g/mol) 1 32 16 H S O La suma tiene que ser 100 porcentaje 2.04 32.6 65.3 g en 100 totales 2.04 32.6 65.3 2.04 1 32.6 32 65.3 16 H2.04S1.02O4.08 moles 2.04 1.02 4.08 números enteros 2 1 4 H2S1O4 Dividimos por el menor (1.02). Fórmula empírica: (H2SO4)n La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción. Fórmula molecular: (2×1+1×32+4×16) ×n=98 → n = 1 En este caso fórmula empírica y molecular coinciden. H2SO4 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Fórmula empírica: (CuSO4·5H2O)n Un compuesto se sabe que está formado por 25.4% de Cu, 12.8% de S, 25.7% de O y el resto de agua. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Sa-biendo que el peso molecular es 249.5 g/mol, determinar la fórmula molecu-lar. Los moles son el cociente entre los gramos y el peso atómico. M(g/mol) 63.5 32 16 18 Cu S O H2O porcentaje 25.4 12.8 25.7 36.1 La suma tiene que ser 100 g en 100 totales 25.4 12.8 25.7 36.1 Cu0.4S0.4O1.62H2O moles 0.4 0.4 1.6 2.0 números enteros 1 1 4 5 Cu1S1O4·5H2O Dividimos por el menor (0.4). Fórmula empírica: (CuSO4·5H2O)n La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción. Fórmula molecular: (1×63.5+1×32+4×16+5×18) ×n=249.5 → n = 1 En este caso fórmula empírica y molecular coinciden. CuSO4·5H2O Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Fórmula empírica C H O porcentaje 40 6.71 53.29 g en 100 totales 40 La glucosa contiene un 40% de C, 6.71% de H y 53.29% de O. ¿Cuál es su fór-mula empírica? Conocemos a través de diversos experimentos que el peso molecular de la glucosa es aproximadamente 175 g/mol. Hallar su fórmula molecular y su peso molecular exacto. Los moles son el cociente entre los gramos y el peso atómico. M(g/mol) 12 1 16 C H O porcentaje 40 6.71 53.29 g en 100 totales 40 6.71 53.29 40 12 6.71 1 53.29 16 C3.33H6.71O3.33 moles 3.33 6.71 3.33 números enteros 1 2 1 C1H2O1 Dividimos por el menor (3.33). Fórmula empírica: (CH2O)n La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción. Fórmula molecular: (1×12+2×1+1×16) ×n ≈ 175 → n ≈ 5.83 n = 6 Fórmula molecular: C6H12O6 Peso molecular exacto: 6×12+12×1+6×16 = 180 g/mol Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Ecuación Química: Es la representación de una Reacción Química Reacción Química: Proceso mediante el cual una o más sustancias (llamadas Reactivos) se transforman en otras diferentes (llamadas Productos) El amoníaco reacciona con el oxígeno para dar monóxido de nitrógeno y agua Ecuación Química: Es la representación de una Reacción Química NH3 + O2 → NO + H2O Síntesis: Na + Cl → NaCl Descomposición: CaCO3 → CaO + CO2 Tipos Desplazamiento: CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu Intercambio: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 Combustión: Es aquella en la que un compuesto reacciona con oxígeno para dar, normalmente, los óxidos de los elementos que contiene: CH3–CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O Reactivo limitante: Es aquel que por estar en defecto, con respecto a las pro-porciones estequiométricas, marca la estequiometría de la reacción. Rendimiento de un reacción: Es el cociente entre la cantidad real y la teórica. Para referir como porcentaje este cociente, tendremos que multiplicarlo por 100. Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Estequiometría de una reacción M(g/mol) 17 2 28 Coeficientes es-tequiométricos. 2 NH3 3 H2 + 1 N2 moles 2 3 1 moléc/át. 2×NA 3×NA 1×NA gramos 2×17 3×2 1×28 V (P y T Ctes) 2 3 1 P (V y T Ctes) 2 3 1 ¿Cuántos moles de H2 se forman a partir de 85.7 g de NH3? 34 g 3 moles 85.7 g moles ? 85.7×3/34 = 7.56 moles ¿Cuántas moléculas de N2 se forman con 1.73 moles de NH3? 2 moles 1×NA moléc. 1.73 moles moléc. ? 1.73×1×NA/2 = 1.73×1×6.022×1023/2 = 5.21×1023 moléculas Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Ecuación química con reactivo limitante M(g/mol) 28 2 17 1 N2 + 3 H2 2 NH3 moles 1 3 2 moléc./át. 1×NA 3×NA 2×NA gramos Proporciones es-tequiométricas 1×28 3×2 2×17 V (P y T Ctes) 1 3 2 P (V y T Ctes) 1 3 2 Por cada mol de nitrógeno necesito 3 moles de hidrógeno 1 mol de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno forman 2 moles de amoniaco RL 1 mol 8 g RL 14 g 2 moles 5 mol 6 moles RL RL 24 g 10 g RL 3 moles 12 moles 1 mol 2 moles RL Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Rendimiento de una ecuación química Algunos reactivos pueden generar distintos productos mediante reacciones paralelas: CO2 + H2O CH3–CH2OH + O2 CO + H2O Cada una tiene sus propios coeficientes estequiométri-cos: CH3–CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O 81% CH3–CH2OH + 2 O2 → 2 CO + 3 H2O 19% Decimos, entonces, que la primera reacción tiene un rendimiento del 81%. Los valores teóricos que obtengamos tendremos que multipli-carlos por 0.81. Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O Se queman 97.0 g de C2H6 con 215 g de O2. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuánto queda del que está en exceso? c) ¿Cuántos moles de CO2 se ob-tienen, si el rendimiento de la reacción es del 83%? d) Siendo éste el rendi-miento, ¿cuánto tendríamos que consumir de C2H6 para obtener 65.0 g de H2O? Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O M(g/mol) 30 32 44 18 1 C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O moles 1 7/2 2 3 moléc/át. 1×NA 7/2×NA 2×NA 3×NA gramos 1×30 7/2×32 2×44 3×18 a) ¿Cuál es el reactivo limitante? 30 7/2×32 97.0×7/2×32/30 = 362 g 97.0 215 Necesito 362 g y sólo tengo 215 g El reactivo limitante es el O2 b) ¿Cuánto queda del que está en exceso? 30 7/2×32 x = 215×30/(7/2×32) = 57.6 g x 215 Sobra 97.0 - 57.6 = 39.4 g de C2H6 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Se queman 97.0 g de C2H6 con 215 g de O2….. Continuación M(g/mol) 30 32 44 18 1 C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O moles 1 7/2 2 3 moléc/át. 1×NA 7/2×NA 2×NA 3×NA gramos 1×30 7/2×32 2×44 3×18 c) ¿Cuántos moles de CO2 se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 83%? 7/2×32 g 2 moles 215 g moles? moles = 215×2/(7/2×32) = 3.84 moles TEÓRICOS Como el rendimiento es del 83%: 3.84×0.83 g = 3.19 moles REALES d) Siendo éste el rendimiento, ¿cuánto tendríamos que consumir de C2H6 para obtener 65.0 g de H2O? Los 65.0 g Reales equivalen a 65.0/0.83 = 78.3 g Teóricos 1×30 g 3×18 g g ? 78.3 g g = 1×30×78.3/(3×18) = 43.5 g de C2H6 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O En la combustión de 44.0 g de gas propano con 224 g de O2, a) ¿queda exce-so de alguno de los reactivos? b) Si es así, ¿de cuál y cuántos gramos per-manecen sin reaccionar? c) En este exceso, ¿cuántos moles, moléculas y átomos hay de dicho reactivo? d) ¿Qué cantidad de agua se recogerá al tér-mino de dicha reacción? Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O M(g/mol) 44 32 44 18 1 C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O moles 1 5 3 4 moléc/át. 1×NA 5×NA 3×NA 4×NA gramos 1×44 5×32 3×44 4×18 a) ¿Cuál es el reactivo limitante? 44 5×32 44.0×5×32/44 = 160 g 44.0 224 Necesito 160 g y tengo 224 g El reactivo limitante es el C3H8 b) Si es así, ¿de cuál y cuántos gramos permanecen sin reaccionar? Es el O2 el que está en exceso: Sobran 224 - 160 = 64 g de O2 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O En la combustión de 44.0 g de gas… Continuación Reacción de combustión: Con O2 para dar CO2 y H2O M(g/mol) 44 32 44 18 1 C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O moles 1 5 3 4 moléc/át. 1×NA 5×NA 3×NA 4×NA gramos 1×44 5×32 3×44 4×18 c) En este exceso, ¿cuántos moles, moléculas y átomos hay de dicho reaccio-nante? 5·32 5 5·NA 2·5·NA 64 g moles? moléc.? át.? 64·5/(5·32) = 2 moles 64·5·NA/(5·32) = 1.2·1024 moléculas 64·2·5·NA/(5·32) = 2.4·1024 átomos d) ¿Qué cantidad de agua se recogerá al término de la reacción? 44 4×18 44.0 g ? 44.0×4×18/44 = 72 g Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

V1 CxHyNz + V2 O2 4 CO2 + 6 H2O + 2 N2 2 CxHyNz + 7 O2 4 CO2 + 6 H2O + Un compuesto gaseoso que contiene sólo C, H y N se mezcla con el oxígeno necesario para su combustión completa a CO2, H2O y N2. La combustión de 9 volúmenes de la mezcla produce a 4 vol. de CO2, 6 vol. de H2O y 2 vol. de N2, todos a la misma presión y temperatura. a) ¿Cuántos volúmenes de O2 se ne-cesitan para la combustión? b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compues-to? V1 CxHyNz + V2 O2 4 CO2 + 6 H2O + 2 N2 a) En igualdad de p y T, medir volúmenes es igual que contar moles moles V1 V2 4 6 2 2·V2 = 4·2 + 6 = 14 Ξ V2 = 7 vol. de O2 b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? V1 + V2 = 9 Ξ V1 = 9 - 7 = 2 Ξ V1 = 2 vol. de compuesto 2 CxHyNz + 7 O2 4 CO2 + 6 H2O + 2 N2 2·x = 4 Ξ x = 2 2·y = 12 Ξ y = 6 La fórmula molecular será: C2H6N2 2·z = 4 Ξ z = 2 Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández

3 CxHySz + V O2 3 CO2 + 3 SO2 + 6 H2O 3 CxHySz + 9 O2 3 CO2 + 3 SO2 + Un compuesto gaseoso que contiene sólo C, H y S se quema con O2 bajo condiciones tales que los volúmenes individuales de los reactivos y de los productos pueden ser medidos en igualdad de p y T. Se encuentra que 3 vol. del compuesto reaccionan con O2 para dar 3 vol. de CO2, 3 vol. de SO2 y 6 vol. de vapor de H2O. a) ¿Qué volumen de O2 se requiere para la combustión? b) ¿Cuál es la fórmula del compuesto? c) ¿Es empírica o molecular? 3 CxHySz + V O2 3 CO2 + 3 SO2 + 6 H2O a) En igualdad de p y T, medir volúmenes es igual que contar moles moles 3 V 3 3 6 2·V = 3·2 + 3·2 + 6·1 = 18 Ξ V = 9 vol. de O2 b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? 3 CxHySz + 9 O2 3 CO2 + 3 SO2 + 6 H2O 3·x = 3·1 Ξ x = 1 3·z = 3·1 Ξ z = 1 La fórmula será: CH4S 3·y = 6·2 Ξ y = 4 c) La fórmula es molecular Química - Curso de Acceso Mayores de 25 años Estequiometría Bernardo Domínguez Hernández