Estequiometría

Presentación del tema: "Estequiometría "— Transcripción de la presentación:

1 Estequiometría Macarena Lledó Aninat

2  Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.  Ejemplos de usos de la estequimetría: -Medición de la concentración de ozono en la atmósfera. -Determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina -La evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos.  Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de la ley de conservación de la masa, y están determinadas por la ecuación ajustada de la reacción.

3 Balance de ecuaciones químicas  Método que permite igualar la cantidad de moles o moléculas y átomos de las sustancias que intervienen en una reacción.  Estos valores se conocen como coeficientes estequiométricos y se anteponen a la representación química de cada sustancia.

4 Método de tanteo  Escribir la ecuación de modo cualitativo  Identificar los reactantes y productos  Determinar la cantidad de átomos de cada elemento presentes en los reactantes y el los productor por separado  Identificar si hay diferencia entre las cantidades de reactantes y de productos, de ser así se debe balancear  Balancear Metales y/o no metales, luego oxígenos y para finalizar hidrógenos presentes.  Comprobar que los coeficientes sean correctos y balanceen la ecuación.

5 Método algebraico  Escribir la ecuación de modo cualitativo  Asignar letras delante de cada formula o símbolo químico  Tabula los átomos existentes tanto en reactantes como en productos  Deduce las ecuaciones a partir de las igualdades de la tabla  Asigna un valor arbitrario a una de las incógnitas y resuelve el resto en base a las igualdades  Si algún coeficiente no queda como numero entero, amplifica todos los coeficientes de la reacción  Comprueba si los coeficientes igualan la cantidad de átomos

6 Conceptos claves  Mol  Número de Avogadro  Masa molar  Masa atómica

7 Conceptos claves  Masa atómica Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. Puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo.  Masa molar Corresponde a la masa expresada en gramos de un mol de átomos de un elemento. Su unidad es g/mol

8  Mol es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que se emplea para dar a conocer el peso de cada átomo, una cifra que equivale a un número muy grande de partículas. Un mol equivale al número de átomos que hay en doce gramos de carbono-12 puro. La ecuación sería la siguiente: 6,02 x 10 23 átomos = 1 mol de átomos Entonces: 6,02 x 10 23 átomos de Cu = 1 mol de átomos de Cu 6,02 x 10 23 átomos de H = 1 mol de átomos de H 6,02 x 10 23 átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe  Número de Avogadro (N A )

9 Cantidad de sustancia y cálculos  Número de átomos o de moléculas de una sustancia (N) se calcula multiplicando el número de moles (n) por el número de Avogadro (N A ) N = n (mol) x N A (partículas/mol) Esta relación permite calcular la cantidad de sustancia en moles (n) en N partículas ya que N A indica el número de partículas en un mol.  La masa (m) en gramos de una sustancia (elemento o compuesto) es igual a la cantidad de moles de dicha sustancia (n) por su masa molar (M) M (g) = n (mol) x M (g/mol) Se puede calcular la cantidad de sustancia en moles si se conoce la masa en gramos de la muestra de una sustancia y la masa molar de la misma.

10 Ejemplo 1) ¿A qué cantidad de sustancia (mol) de H 2 SO 4 corresponden 16,9g de ácido puro? 2) ¿Cuál es la masa de 2,5 moles de O 2 ? 3) ¿Cuántos moles de HNO 3 corresponden a 40g de ácido puro? 4) ¿Cuántos moles de CuSO 4 x 5H 2 O hay en 34g de sustancia? -¿Cuántos gramos de cobre hay en 34g de esta sustancia? -¿Cuántos moles y cuantos gramos de H 2 O hay en la misma muestra?

11 Cálculos estequimétricos  ¿Cuantos moles de H 2 reaccionarán con 4 moles de O 2 ?  ¿Cuántos moles de agua se formarán a partir de 4 moles de O 2 ?  ¿Cuántos gramos de H 2 reaccionarán con 20g de O 2 ?  ¿Cuántos moles de H 2 reaccionarían con 7,25·10^24 moléculas de O 2 ?

12  Calcule el número de moles de glucosa (C 6 H 12 O 6 ) en 5,380 g  Calcule la masa en gramos de 0,433 moles de nitrato de calcio Ca(NO 3 ) 2

13 Ejercicios  ¿Qué masa de dióxido de carbono (CO 2 ) se producirá al combustionar completamente 2 moles de glucosa (C 6 H 12 O 6 )?  En una reacción de combustión, el propano reacciona con oxígeno. ¿Cuántos moles de CO 2 se producen cuando reaccionan 2.25 moles de C 3 H 8 ?  ¿Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO 3 ) se requieren para producir 8,75 g de monóxido de dinitrógeno (N 2 O)?

14 Ejercicios  La fermentación de glucosa, C 6 H 12 O 6, produce alcohol etílico, C 2 H 5 OH, y dióxido de carbono: C 6 H 12 O 6 (ac)  C 2 H 5 OH(ac) + CO 2 (g) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?  ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? Mg + N 2  Mg 3 N 2  Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO 3, según la reacción Na + KNO 3  K 2 O + Na 2 O + N 2 ¿Cuántos gramos de KNO 3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?

15 Composición porcentual  La composición porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa un elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje de masa.  Ejemplo: Calcular la composición porcentual del ácido sulfúrico (H 2 SO 4 )

16 Ejercicios  Calcular la composición porcentual del K, N y O en el nitrato potásico ( KNO 3 )  Calcular la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en el agua oxigenada ( C 6 H 6 )  Calcular la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en el agua oxigenada ( H 2 O 2 )

17 Reactivo limitante y excedente  A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.  Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.  De igual manera, el reactivo que no se acabó se denomina reactivo excedente.

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19 Ejercicio 1  Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH 3 con 1142 g de CO 2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH 2 ) 2 CO] se obtendrán?  Paso 1: Balancear la reacción  Paso 2: Convertir los gramos de reactivos en moles  Paso 3: Definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos  Paso 4: Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad

20 Ejercicios  1. Si tenemos un clavo que pesa 12,68 g, y reacciona con oxígeno en exceso, se puede calcular cuántos gramos de óxido de hierro se obtendrán. Fe + O 2  Fe 2 O 3  2. El monóxido de carbono reacciona con el oxígeno gaseoso para dar dióxido de carbono: CO + O 2  CO 2 Se dispone de un recipiente cerrado con 100 g de CO y 40 g de O 2. Determina el reactivo limitante y calcula el reactivo en exceso y la masa de CO 2 que se obtiene.

21 Ejercicios  3. El porcentaje de nitrógeno en un fertilizante depende del compuesto nitrogenado que tenga. El porcentaje de nitrógeno por masa en cada tipo de fertilizante se calcula con el uso de la composición porcentual. Calcule el % de nitrógeno en los siguientes fertilizantes: NH 3 ; NH 4 NO 3 ; (NH 4 ) 2 SO 4 ; (NH 4 ) 2 HPO 4  4. Cuando 1,57 moles de O 2 reaccionan con H 2 para formar H 2 O, ¿Cuántos moles de H 2 se consumen en el proceso?  5. El gas propano (C 3 H 8 ), es un combustible utilizado para cocinar y en calefacción ¿qué masa de O 2 se consume en la combustión de 1,00 gr de propano?

22 Ejercicios  6. Calcular la cantidad de producto formado a partir de un reactivo limitante considerando la siguiente reacción: Al + O 2  AlCl 3 Se hace reaccionar 1,5 moles de Al y 3,0 moles de Cl 2. en base a lo anterior: a)¿Cuál es el reactivo limitante? b)¿Cuántos gramos de AlCl 3 se forman? c)¿Cuántos moles de reactivo en exceso permanecen al final de la reacción?

23 Ejercicios  7. Una bolsa de 10.00 libras de azúcar contienen 4.536 g de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ) ¿Cuántas moléculas de azúcar hay?  8. El olor de las peras se debe al acetato de propilo, C 5 H 10 O 2. ¿Cuál es su composición porcentual?

24 Porcentaje de rendimiento  Rendimiento teórico -Cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción  Rendimiento real -Cantidad de producto efectivamente formado en una reacción

25 Ejemplo  La masa de SbCl 3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? HSb 4 + Cl 2  SbCl 3 Paso 1: Balancear la reacción Paso 2: Calcular el número de moles que hay de cada reactivo Paso 3: Determinar el reactivo limitante y excedente Paso 4: Calcular la cantidad teórico de producto formada Paso 5: Calcular el porcentaje de rendimiento

26 Análisis de resultados de laboratorio Parte 1: Mg + O 2  MgO  Paso 1: Balancear la reacción  Paso 2: Convertir los gramos de reactivos en moles  Paso 3: Definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos  Paso 4: Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad  Paso 5: Calculamos el porcentaje de rendimiento

27 Parte 2: K 3 PO 4 (ac) + BaCl 2(ac)  Ba 3 (PO 4 ) 2(s) + KCl (ac) 0,025L + 0,025L 0,2M + 0,1M

28 Fórmula empírica y molecular  La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.  La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto y el número de átomos de cada clase. Así la fórmula molecular de la glucosa es C 6 H 12 O 6, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

29 Formula empírica y molecular  Al analizar 0,26 g de un óxido de nitrógeno, se obtiene 0,079 g de Nitrógeno y 0,181 g de Oxígeno. Se sabe que la masa molar del compuesto es 92 g/mol. Calcular: A.La fórmula empírica y molecular B.La composición porcentual.  El ácido ascórbico (Vitamina C) contiene 40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O en masa. Calcular: A.Fórmula empírica el ácido ascórbico. B. Si la masa molar del compuesto es 176.12 g/mol, determine su fórmula molecular.