ESTEQUIOMETRÍA.pptx

7/22/2019 ESTEQUIOMETRÍA.pptx

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ESTEQUIOMETRÍA

Espinosa Mendoza José Eduardo

La ESTEQUIOMETRÍA. Es la parte de la

química que estudia las relacionescuantitativas entre las sustancias queintervienen en una reacción química(reactivos y productos).

Estas relaciones pueden ser:mol-mol

mol-gramosgramos-gramos

mol-volumenvolumen-gramosvolumen-volumen

Las relaciones pueden ser: entre reactivos

y productos, sólo entre reactivos o sóloentre productos.

Cualquier cálculo estequiométrico que selleve a cabo, debe hacerse en base a

una ecuación química balanceada, paraasegurar que el resultado sea correcto

Si se dispone de la ecuación químicaajustada que representa a una reacciónquímica, se pueden realizar sencillasproporciones en las que se relacionancantidades (moles, gramos, litros) dereactivos entre sí, de productos entre sí ode reactivos y productos.

reacción de formación de trióxido de

azufre, a partir de dióxido de azufre yoxígeno.

2SO2(g) + O2(g) ® 2SO3(g)

Unidades Químicas Las unidades químicas tanto para elementos

como para compuestos, de la siguiente manera:

Elementos: 1MOL=MASA ATÓMICA EN GRS=1ATOMO-GRAMO=6.023X1023 ÁTOMOS

Compuestos 1MOL=MASA MOLECULAR EN GRS=1MOLÉCULA-GRAMO=6.023X1023 MOLÉCULAS

Es importante tener en cuenta que en las sustancias gaseosas a CNPT(1atm y 273 K) 1MOL=22.4 litros

Ejemplo: Considerando 2.35 x1019 moléculas deN

a) El numero de moléculas-gramo

b) El numero de moles

c) Los litros a CNPT

d) Los gramos correspondientes

2.35x1019 moléculas de é−

3.90110−é

= 3.90110−

2.3510

6.02310é

= 8.73910

8.73910−

= 4.21310−

Masa de moléculas individuales La división de la masa en gramos de una

molécula ente el numero de Avogadros da,

aproximadamente, la masa en gramos de lamolécula.

De la tabla de masas atomicas, MN= 14.007 uma y MH =1.008 uma. Para el amoniaco, NH3. la masa molecular es :

MN +3 MH = MNH3

ó (14.007 + 3 x 1.008) uma= 17.031 uma.

Dividiendo este valor por el numero de Avogadros seobtiene la masa promedio de una sola molécula:

.é/( ) = 2.8295 x 10 -23 g/molécula

La parte central de un problemaestequiométrico es el FACTOR MOLAR cuyafórmula es:

Los datos para calcular el factor molar se obtienen delos COEFICIENTES EN LA ECUACIÓN BALANCEADA.

La sustancia deseada es la que se presenta como laincógnita y que puede ser en moles, gramos o litros; lasustancia de partida se presenta como dato y puedeser en: moles, gramos o litros.

Cálculos mol-mol.

En este tipo de relación la sustancia de partidaestá expresada en moles, y la sustancia deseadase pide en moles.

Ejemplo: Para la siguiente ecuaciónbalanceada ¿Cuántas mol de aluminio (Al) sonnecesarios para producir

5.27 mol de Al2O3?

PASO 1 Balancear la ecuación.

Podemos representar en la ecuación balanceadael dato y la incógnitadel ejercicio.

PASO 2 Identificar la sustancia deseada y la departida.

Se indica que debemos calcular las moles dealuminio, por lo tanto esta es la sustancia

deseada.El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido dealuminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la sustanciade partida

PASO 3 Aplicar el factor molar.

Las moles de la sustancia deseada y la departida los obtenemos de la ecuaciónbalanceada.

Cálculos gramo-gramoPara la ecuación mostrada calcule:

a) Mol de Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio)que se producen a partir de 125 g de agua.

b) Gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio)necesarios para obtener 7.11 mol de NH3(amoniaco).

La sustancia de partida, agua, está expresada engramos y no en moles, por lo tanto, no se puede

aplicar directamente el factor molar. Es necesariorealizar una conversión a moles. Para efectuarlodebemos calcular la masa molecular del agua.

Ahora como ya tenemos el dato de la sustanciade partida en moles, podemos aplicar el factor

molar. Recuerde que los datos del factor molarse obtienen de la ecuación balanceada.

Con el factor molar calculamos la sustancia deseadaen mol, pero las unidades de la sustancia deseadason gramos de Mg3N2 por lo que debemos introducirun factor de conversión de mol-gramos. Primerocalculamos la masa molecular del Mg3N2.

Cálculos mol-volumen

Para realizar un cálculo estequiométricocon volumen son necesarias doscondiciones:

1. Que las sustancias sean gases.2. Que la reacción se efectúe en

condiciones normales temperaturay presión.

Ejemplo:

La siguiente ecuación balanceada, muestra ladescomposición del clorato de potasio porefecto del calor. Suponiendo que la reacción seefectúa a condiciones normales de temperaturay presión:

¿Cuántas mol de KClO3 (clorato de potasio) sonnecesarios para producir 25 de O2?

Es necesario convertir los 25 L de la sustanciade partida para aplicar el factor molar.

Cálculos gramos-volumen La siguiente ecuación balanceada, muestra la

combustión del propano y se efectúa acondiciones estándar de temperatura y presión.

¿Cuántos gramos de C3H8 (propano) reaccionancon 50 litros de O2

(oxígeno)? b) ¿Cuántos litros de CO2 (bióxido de carbono) se

producen a partir de 130 g de C3H8 (propano)?

Convertimos las moles de la sustancia deseada(propano) a gramos utilizando el peso molecular

Cálculos de reactivo limitante y

porcentaje de rendimiento En una reacción química no necesariamente

se consume la totalidad de los reactivos.

Generalmente alguno de ellos se encuentra enexceso. El otro reactivo, que es el que seconsume totalmente se conoce comoreactivo limitante.

Basta que uno solo de los reactivos se agotepara que la reacción termine

En los procesos industriales generalmente se usaun exceso el reactivo mas barato y fácil deconseguir, y se selecciona como limitante el máscaro o difícil de conseguir,

Ejemplo: El proceso Haber para producción deamoniaco se representamediante la siguiente ecuación balanceada:

a) A partir de 100 g de N2 y 100 g H2. ¿cuántos gde NH3 (amoniaco) se obtienen?

b) ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivoen exceso?

c) Calcule la cantidad de g de reactivo enexceso que quedan al final de la reacción.

Calculamos la masa molecular del nitrógenopara convertir a moles y poder aplicar el factor

molar.

Se comparan las moles obtenidas con cada

reactivo:

El reactivo limitante es el N2, porque a partir deél se obtiene el

menor número de moles. Solo resta convertir esa

cantidad de moles agramos, ya que la unidad de la sustanciadeseada es gramos.

Para este proceso es más conveniente utilizarexceso de nitrógeno para que el reactivolimitante sea el hidrógeno, ya que el nitrógenoes un reactivo más barato y más fácil deconseguir. En el aire aproximadamente el 78.09%

es nitrógeno.

Reaccionan 100 g de N2 (3.57 moles) y parte delhidrógeno queda sin reaccionar. Para encontrarlos gramos de hidrógeno que no reaccionan, esnecesario calcular cuántos gramos de hidrógenoreaccionaron con 3.57 mol de nitrógeno.Conviene más utilizar el dato en moles, para poder

aplicar en forma directa el factor molar y despuésconvertir las moles de hidrógeno obtenidas agramos.

Reaccionaron 21.63 g H2 y la cantidad inicialera de 100 g, por lo tanto restamos paraobtener los gramos en exceso de hidrógeno.

Porcentaje de rendimiento.-

Cuando una reacción química se lleva a cabo,son muchos los factores que intervienen, ygeneralmente la cantidad de producto que seobtiene en forma real es menor que la que secalcula teóricamente. El porcentaje derendimiento es una relación entre la producciónreal y l teórica expresada como porcentaje.

Ejercicio

Al agregar un trozo de fósforo a bromo líquido lareacción es inmediata y libera calor. Si semezclan 5.00 g de P4 (fósforo) con 40.5 g de Br2(bromo líquido),

a) ¿Quién es el reactivo limitante?

b) ¿Cuántos gramos de PBr3 (tribromuro defósforo) se forman?

c) ¿Cuántos gramos de reactivo en excesoquedaron al terminar la reacción?

d) Si la producción real es 37.5 g de PBr3, ¿cuál esel porcentaje de rendimiento?

La ecuación balanceada se muestra acontinuación:

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