Equipo 8- Estequiometria

UNIVERSIDAD POPULAR DE LA CHONTALPA

MATERIA

QUIMICA INORGÁNICA Y LABORATORIO

I.Q.P PRIMERO “A”

PROFESORA: JANETH PEREGRINO GARCIA

TEMA: PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS

EQUIPO 8

INTEGRANTES DEL EQUIPO:

BERNARDO TORRES PEREYRA

JAZMIN ALEJANDRA CORNELIO BRICEÑO

JAZMIN DEL CARMEN LINARES SARABIA

NEREYDA CORNELIO SANCHEZ

WILLIAMS DE JESUS SANCHEZ ESTRADA

INDICE

PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS.................................................................................2

7.3 CÁLCULOS DE:..............................................................................................................3

MOL-MOL..........................................................................................................................3

MOL-MASA.......................................................................................................................5

MASA-MOL.......................................................................................................................7

MASA-MASA.....................................................................................................................9

RELACIONES VOLUMÉTRICAS........................................................................................11

MASA-VOLUMEN...........................................................................................................11

VOLUMEN-VOLUMEN....................................................................................................13

7.4 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO...................................................15

REACTIVO LIMITANTE..................................................................................................15

REACTIVO EN EXCESO................................................................................................15

PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOSLos cálculos estequiométricos se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico durante la producción de todas las sustancias químicas que utiliza la industria o se vende a los consumidores.

Estos cálculos nos permiten determinar las cantidades de sustancias que participan en las reacciones químicas. Cuando se conoce la cantidad de una sustancia que interviene en una reacción química y se tiene la ecuación química balanceada, se pueden establecer las cantidades de los otros reactivos o productos. Estos datos pueden darse en moles, masa (gramos) o volumen (litros).

En una ecuación química balanceada, los coeficientes se pueden interpretar tanto como numero relativos de moléculas comprendidas en la reacción como el número relativo de moles.

Ejemplo:

Consideremos la ecuación química balanceada para la formación del agua:

Los coeficientes indican que dos moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 molécula de oxígeno para formar dos moléculas de agua. Se deduce que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas, por lo que la ecuación balanceada proporciona la siguiente información:

2H22moléculas

2 mol

+O2

1 molécula

1 mol

2H2O2 moléculas

2 mol

La cantidad 2 mol H2, 1 mol O2, y dos mol H2O, dadas por los coeficientes de la ecuación, se denominan cantidades estequiometricamente equivalentes.

Estas cantidades se pueden usar como factores de conversión para relacionar cantidades de reactivos y de productos en una reacción química.

2H2 + O2 2H2O

7.3 CÁLCULOS DE:MOL-MOLSi se conoce la ecuación química balanceada, y además el número de moles de los reactivos o productos, se pueden establecer el número proporcional de moles en cualquier otro reactivo o producto por medio de la razón molar apropiada.

Ejemplo:

1.- El óxido de hierro (III) reacciona con carbono para producir hierro y monóxido de carbono. Calcula la cantidad en moles que se obtienen de monóxido de carbono (CO) cuando reaccionan totalmente 2.75 moles de óxido de hierro (II) con carbono.

Solución:

Se identifican las sustancias de la ecuación y se escriben en la parte superior de sus fórmulas los datos que se han obtenido:

El coeficiente indica el número de moles de cada compuesto.

2.75 mol

xmol

Fe2O3 + 3C 2Fe + 3co

1 mol 3mol 2mol 3mol

De acuerdo con la ecuación por cada mol de Fe2O3 se obtienen 3 moles de CO. Se plantea el problema:

Fe2O3 + 3c 2Fe + 3CO

X= 8.25 mol CO

x =2.75 mol Fe2O3 x 3 mol CO

1 mol Fe2O3

2.- Se hacen reaccionar cloruro de sodio con 5.7 moles de ácido sulfúrico. ¿Cuántos moles de sulfato de sodio pueden formarse?

Solución:



5.7mol xmol

2NaCl +H

2SO4Na2SO4 + 2HCl

2mol 1mol 1mol 2mol

Se plantea el problema:

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl

X= 5.7 mol Na2SO4

x =1mol Na2SO4 x 5.7mol H2SO4

1mol H2SO4

Xmol Na 2SO4 = 5.7mol H2SO4

1mol Na2SO4 1mol H2SO4

MOL-MASALa cantidad que se conoce está dada en mol y la cantidad de sustancia que se va a determinar debe de expresarse en unidades de masa (g).

Ejemplo:

1.- ¿Cuántos gramos de aluminio son necesarios para obtener 6.8 moles

de hidrógeno, de acuerdo con la ecuación química?

Solución:



x g 6.8 mol

2Al + 6NaOH 2Na3AlO3 + 3H2

2mol 6mol 2mol 3mol

La ecuación química nos indica que por cada 2 moles de Al se forman 3 moles de H2.

Al calcular la masa molecular del aluminio tenemos que:

2 mol de Al =2[27g (1)]= 2(27g)= 54g

Se plantea el problema en una regla de tres:

2Al + 6NaOH 2Na3AlO3 + 3H2

X= 122.4 g Al

x =54g Al x 6.8mol H2

3mol H2

xg Al = 6.8mol H2

54g Al 3mol H2

2.- Calcular la cantidad en gramos de Mg3N2 (nitruro de magnesio) necesarios para obtener 7.11 mol de NH3 (amoniaco).

Solución:



x g 7.11 mol

Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3

1mol 6mol 3mol 2mol

La ecuación química nos indica que por cada mol de nitruro de magnesio se forman 2 moles de amoniaco.

Al calcular la masa molecular del nitruro de magnesio tenemos que:

1 mol de Mg3N2 =24g (3) + 14g (2)= 72g + 28g= 100g


Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3

X= 355.5g Mg3N2

x =100g Mg3N2 x 7.11mol NH3

2mol NH3

xg Mg 3N2 = 7.11mol NH3

100g Mg3N2 2mol NH3

MASA-MOLLa cantidad que se conoce está dada en unidades de masa y la cantidad de sustancia que se va a determinar debe de expresarse en moles.

Ejemplo:

1.- ¿Cuántos moles de arsénico (As) se necesitan para obtener 10g de óxido de arsénico (III) con el hidrógeno necesario para completar la

reacción?

Solución:

10 g Xmol

As2O3 + 3H3 2As + 3H2O

1mol 3mol 2mol 3mol

La ecuación química nos indica que por cada mol de Oxido de arsénico se forman 2 moles de arsénico.

Al calcular la masa molecular del óxido de arsénico tenemos que:

1 mol de As2O3 =75g (2) + 16g (3)= 150g + 48g= 198g


As2O3 + 3H2 2As + 3H2O

X= 0.101 mol As

x =2mol As x 10g As2O3

198g As2O3

10g As2O3 = xmol As

198g As2O3 2mol As

2.- ¿Cuántos mol de Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio) se producen a partir de 125 g de agua?

Solución:

125g xmol

Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3

1mol 6mol 3mol 2mol

La ecuación química nos indica que por cada 6moles de agua se forman 3moles hidróxido de magnesio.

Al calcular la masa molecular del agua tenemos que:

6 mol de H2O =6[1g (2) + 16g (1)]= 6(2g + 16g)= 6(18g)= 108g


Mg3N2 + 6H2O 3Mg(OH)2 + 2NH3

X= 3.47mol Mg(OH)2

x =3mol Mg(OH)2 x 125g H2O

108g H2O125g H 2O = xmol Mg(OH)2

108g H2O 3mol Mg(OH)2

MASA-MASAA partir de la masa en gramos, se puede determinar el número de moles del reactivo o viceversa.

La cantidad que se conoce y la que se quiere determinar están dadas en unidades de masa.

Ejemplo:

1.-

Se quieren neutralizar 75g de ácido sulfúrico (H2SO4).

¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) se deben emplear?

Solución:

La ecuación nos indica que por cada mol de H2SO4 se necesitan 2 moles de NaOH.

75g xg

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

1 mol 2mol

Al calcular las masas moleculares tenemos que:

1 mol de H2SO4 =1g (2) + 32g (1) + 16g (4) =2g + 32g + 64g = 98g

2 mol de NaOH = 2[ 23g (1) + 16g (1) + 1g (1)] = 2(23g + 16g + 1g) = 2(40g) = 80g

Planteamos la regla de tres empleando unidades de masa:

H2

SO4

+ 2NaOH Na2

SO4

Fe + H2

O

X= 61.22g de NaOH

2.- El butano (C4H10) es un gas combustible de uso común que se utiliza para cocinar y en la calefacción de las casas. ¿Qué masa de oxígeno se consume en la reacción de 1g de butano.

Solución:

Al calcular las masas moleculares tenemos que:

2 mol de C4H10 =2[12g (4) + 1g (10)]=2(48g + 10g)= 2(58g)= 116g

13 mol de O2 = 13[16g (2)]= 13(32g)= 416g

Planteamos la regla de tres empleando unidades de masa:

2C4H10

+ 13O2 8CO2 + 10H2O

X= 3.5g O2

1g xg

2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O

2 mol 13mol 8mol 10mol

Xg O 2

=1g C4H10

416g O2 116g C4H10

x =416g O2 x 1g C4H10

116g C4H10

RELACIONES VOLUMÉTRICAS

En este tipo de problemas, por lo menos uno de los reactivos o productos debe de ser un gas.

Son reacciones donde se toma en cuenta el volumen en litros de una sustancia o reactivo.

MASA-VOLUMENEn estos problemas hay una relación entre la masa de un producto o reactivo con el volumen de otro producto o reactivo, utilizado en una reacción.

Ejemplo:

1.-¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2) se obtienen cuando se descomponen totalmente 38.2g de carbonato de calcio (CaCO3)?

Solución:

Si la ecuación química es la siguiente:

38.2g xL

CaCO3 CaO + CO2

1 mol 1mol (22.4L)

Calculamos 1 mol de CaCO3 = 40g (1) + 12g (1) + 16g (3) = 40g + 12g +

48g = 100g

CaCO3 CaO + CO2

2.- ¿Cuántos litros de CO2 (bióxido de carbono) se producen a partir de

130 g de C3H8 (propano)?

Solución:

Si la ecuación química es la siguiente:

130g xL

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

1 mol 3mol (22.4L)

Calculamos 1 mol de C3H8= 12g (3) + 1g (8)= 36g + 8g= 44g

C3H8 + 5O2 3CO2+4H2O

X= 198.54L CO2

XL CO 2

=130g C3H8

67.2L CO2 44g C3H8

x =67.2L CO2 x 130g C3H8

44g C3H8

VOLUMEN-VOLUMENEn estas relaciones, se relacionan los volúmenes de los reactivos o productos entre sí. Los coeficientes de la ecuación balanceada describen las relaciones de volúmenes entre los reactivos y productos gaseosos.

NOTA: “EL VOLUMEN QUE OCUPA UN mol DE CUALQUIER GAS EN CONDICIONES NORMALES DE PRESION Y TEMPERATURA ES IGUAL A 22.4L.”

Ejemplo:

1.-

Calcular el volumen de oxígeno (O2) en litros que reacciona totalmente con bisulfuro de carbono (CS2), necesarios para tener 35.5L de dióxido de carbono (CO2) en condiciones TPN.

Solución:

La ecuación química balanceada es:

De acuerdo con la reacción, por cada 3mol de O2 se produce 1mol de CO2.

Si convertimos los moles a litros, tenemos que:

3 moles de O2= 3 (22.4L)= 67.2L y 1 mol de CO2 = 1 (22.4L)= 22.4L

Planteamos la regla de tres:

CS2

+ 3O2

CO2

+

X= 106.5L de O2

Xl 35.5L

CS2 + 3O2 CO2 + 2SO2

3 mol 1mol

2.- Calcular el volumen de hidrógeno (H) necesario para producir 100L de amoniaco (NH3).

Solución:

La ecuación química balanceada es:

De acuerdo con la reacción, por cada 3mol de H2 se produce 2mol de NH3.

Si convertimos los moles a litros, tenemos que:

3 moles de H2= 3 (22.4L)= 67.2L y 2 mol de NH3 = 2 (22.4L)= 44.8L

Planteamos la regla de tres:

N2 + 3H2 2NH3

X= 150L H2

xL 100L

N2 + 3H2 2NH3

1mol

3 mol 2mol

XL H 2

=100L NH3

67.2L H2 44.8L NH3

x =67.2L H2 x 100L NH3

44.8L NH3

7.4 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO

REACTIVO LIMITANTE

Le llamamos reactivo limitante al reactivo que se utiliza por completo en, ya que la cantidad de este reactivo limita la cantidad que se forma de un nuevo compuesto.

REACTIVO EN EXCESO

Es el reactivo que no se utiliza por completo en una reacción química, se llama así porque cuando se forma la última traza del nuevo compuesto, siempre queda algo de este reactivo.

Para que una reacción se lleve a cabo debe haber sustancias (reactivos) capaces de reaccionar para formar los productos, pero basta que uno solo de los reactivos se agote para que la reacción termine

En los procesos industriales generalmente se usa un exceso el reactivo más barato y fácil de conseguir, y se selecciona como limitante el más caro o difícil de conseguir.

Ejemplo:

Consideremos la reacción entre el hidrogeno y el oxígeno para formar agua.

Supón que la mezcla de reacción contiene 5 moles de hidrógeno y 2 moles de oxígeno.

2H2(g) + O2(g)

2H2O(l)

En este caso el reactivo limitante es el oxígeno, ya que forma la menor cantidad de productos: nos limita a la formación de solo 4 moléculas de agua. El hidrógeno es el reactivo en exceso.

Cuando las cantidades de reactivos se dan en gramos o litros, primero es necesario convertir estos valores a moles.

2.- Para preparar cierta cantidad de amoniaco, se pusieron a reaccionar 15g de hidrógeno gaseoso, con 75g de nitrógeno gaseoso. Determina cuál de los dos gases es el reactivo limitante y cuantos gramos de amoniaco gaseoso se pueden producir mediante esta reacción.

Solución:

Paso 1. Trabajaremos en gramos todas las cantidades dadas para esta reacción, entonces:

Masa molar N2= 14g (2)= 28g

Masa molar 3H2= 3[1g (2)]= 3(2g)= 6g

Masa molar 2NH3= 2[14g (1) + 1g (3)]= 2(14g + 3g)= 2(17g)= 34g

La reacción dice que un mol de N2 reacciona con 3 moles de H2 y se forman 2 moles de NH3.

Expresado en gramos tenemos que: 28g de N2 reacciona con 6g de H2 y se forman 34g de NH3.

N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g)

Paso 2. El hidrógeno es el reactivo limitante porque es el reactivo que forma la menor cantidad de producto.

Paso 3. 97.08 g de NH3 es la cantidad de amoniaco que se produce con la cantidad de reactivo limitante.

Paso 4. Por lo tanto el reactivo que se encuentra en exceso es el nitrógeno porque con es el que forma la mayor cantidad de producto.

BIBLIOGRAFIA

Información extraída de:

Cisneros E., Química II, (2ª reimpresión), progreso S. A. de C. V. 1997

Landa Barrera, Manuel, Química 2, (primera edición), Compañía editora Nueva Imagen S. A. de C. V. México, D. F. 2005

López Ramírez, Jaime, Química II, editorial Book Mart, México, D. F. 2010.

http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/pdf2/I.%20Estequiometr%EDa.pdf

Documents

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