CLASE 6 ESTEQUIOMETRÍA II.

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1 CLASE 6 ESTEQUIOMETRÍA II

2 Composición Porcentual
Indica el porcentaje, en masa, de cada uno de los elementos que forman un compuesto químico. Ejemplo: H2O Masa molar 18 g/mol Masa atómica H: 1 g/mol, O: 16 g/mol Composición % oxígeno: Composición % hidrógeno:

3 Fórmula Empírica (mínima)
Indica la menor proporción en la que se encuentran los átomos de los elementos que forman un compuesto. Sustancia Fórmula molecular Fórmula mínima Agua oxigenada H2O2 HO Glucosa C6H12O6 CH2O Ácido sulfúrico H2SO4 Sacarosa C12H22O11

4 Ejemplo: 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

5 Fórmula Molecular Indica el número exacto de átomos de cada uno de los elementos que conforman una determinada molécula.

6 C6H12O6 Cx Hy Oz x = 6 y = 12 z = 6 12x + 1y + 16z = 180
Ejemplo: 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 ,0% de C 180 g de sustancia x g de C x = 6 H: 100% de sustancia ,72% de H 180 g de sustancia y g de H y = 12 O: 100% de sustancia ,28% de O 180 g de sustancia z g de O z = 6

7 Relaciones estequiométricas
Estas relaciones están dadas, en forma general, por los coeficientes estequiométricos de una ecuación química. Dichos coeficientes, indican el número de moles o moléculas, tanto de los reactantes como de los productos que participan en una reacción química.

8 Una relación estequiométrica continúa conservando su validez si cada uno de los coeficientes se multiplica o simplifica por un mismo número. Los cálculos se hacen en función de regla de tres. Estos cálculos, permiten predecir la masa, el volumen (gas) y/o los moles de un compuesto a partir de otro.

9 1 mol N2 reacciona con 3 moles de H2, generando 2 moles de NH3
La ecuación: N2(g) + 3H2(g) NH3(g) (M.at. N:14 g/mol H: 1 g/mol) Indica que: 1 mol N2 reacciona con 3 moles de H2, generando 2 moles de NH3 28 g de N2 reaccionan con 6 gramos de H2, generando 34 g de NH3 22,4 L de N2 reaccionan con 67,2 L de H2, generando 44,8 L de NH3 (1 mol = 22,4 L C.N.P.T.)

10 Reactivo límite Este concepto aparece cuando una reacción química no sucede en forma ideal, es decir, cuando los reactantes no se consumen completamente para originar productos. El reactivo límite se produce cuando uno de los compuestos se consume totalmente, mientras que el otro queda en exceso. Esta reacción no se verifica estequiométricamente, por lo tanto, el reactivo límite es el que se consume primero.

11 Ejemplo Para la reacción: Fe2O3 + 2 Al Fe + Al2O3 Determine el reactivo límite sabiendo que se utilizaron 1000 g de Fe2O3 y g de Al. Solución: a) Establecer relación molar estequiométrica ideal. n Fe2O3 / n Al = 1/ 2 = 0,5 b) Establecer relación molar estequiométrica real. n Fe2O3 / n Al = 6,26 / 37,06 = 0,17

12 Razón real < Razón ideal
0,17 < ,5 Conclusión El reactivo que está en exceso es el Aluminio (Al), por lo tanto, el reactivo límite es el óxido férrico (Fe2O3).

13 Síntesis de contenidos
Composición % Fórmula empírica Fórmula molecular Reactivo límite Relación estequiométrica