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  • ESTEQUIOMETRIA 30/10/09 DR. ISABEL PROAÑO BUSTILLOS
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  • ESTEQUIOMETRIA 30/10/09 DR. ISABEL PROAÑO BUSTILLOS Una fórmula empírica es aquella que está determinada en forma experimental Es imposible saber, por su fórmula empírica, si un compuesto es molecular.  
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  • ESTEQUIOMETRIA 30/10/09 DR. ISABEL PROAÑO BUSTILLOS En los laboratorios de química no siempre se llevan a cabo reacciones usando las cantidades exactas de reactivos que se calcularían por medio de la estequiometría. Se puede, por ejemplo, usar un reactivo barato, en mayor cantidad o en exceso de la que demanda la estequimetría. En ese caso, la cantidad de otro reactivo
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    • 1. ESTEQUIOMETRIA DRA. ISABEL PROAÑO BUSTILLOS
    • 2. MENU Introducción Conceptos Fundamentales de Química. Objetivos Composición Centesimal y Fórmulas Químicas Cálculos a partir de Ecuaciones
    • 3. ESTEQUIOMETRIA <ul><li>OBJETIVOS </li></ul><ul><li>Aplicar los conceptos básicos de los elementos y compuestos en la resolución de problemas. </li></ul><ul><li>Calcular fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición centesimal de los compuestos. </li></ul><ul><li>Realizar cálculos estequiométricos en base a ecuaciones químicas. </li></ul><ul><li>Determinar con precisión los factores de eliminación necesarios para llegar a la respuesta correcta. </li></ul>
    • 4. ESTEQUIOMETRIA INTRODUCCION La estequiometría (derivada del griego stoicheion , que significa &quot;elemento&quot; y metron , que significa medir), es una rama de la química que trata de las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos en las reacciones químicas. Existen dos aspectos: 1) la descripción de un compuesto en términos de los elementos que se combinan para formarlo, y 2) la consideración cuantitativa de las cantidades relativas de los reactivos que se consumen o producen en las reacciones químicas.
    • 5. CONCEPTOS BASICOS DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS <ul><li>Peso Atomo‑gramo (at-g).- Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos, por lo tanto es una masa material de un elemento. </li></ul><ul><li>Número de Avogadro (N A ).- Un átomo-gramo de cualquier elemento contiene el mismo número de átomos. También representa el número de moléculas que existe en un mol-gramo de un elemento. </li></ul><ul><li>Es decir: 1 átomo-gramo hay 6.023 x 10 23 átomos. </li></ul><ul><li>  1 mol-gramo hay 6.023 x 10 23 moléculas </li></ul><ul><li>Número de Atomo-gramo (# at-g).- Es aquél número que resulta del cociente entre el peso de un elemento y su peso atómico correspondiente. </li></ul>
    • 6. CONCEPTOS BASICOS DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS <ul><li>El Mol.- Es la unidad fundamental SI de cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de cualquier especie. Estas especies pueden ser átomos, moléculas, electrones, núcleos, unidades de fórmula, carretillas, etc. En los cálculos se abrevia también como mol, o sea mol es 6.023 x 10 23 unidades químicas fundamentales. Sin embargo el peso de un mol depende del peso de las entidades individuales que se estén considerando. Por lo tanto, se puede escribir que: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  Un mol de átomos de O tiene 6.023 x 10 23 átomos de O; su peso es de 16.00 g. </li></ul><ul><li>  Un mol de átomos de Cu tiene 6.023 x 10 23 átomos de Cu; y su peso es de 63.54 g. </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 7. CONCEPTOS BASICOS DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS <ul><li>Peso Molecular (PM).- Es el peso de una mol de moléculas o es el peso relativo de un compuesto y representa la suma de las masas de todos los átomos de la molécula representados en su fórmula molecular, o sea se puede obtener de los pesos atómicos. </li></ul><ul><li>Número de Moles (n).- Es aquél número que resulta del cociente entre el peso de un compuesto y su peso molecular correspondiente y sirve para designar la cantidad de sustancia. </li></ul>
    • 8. CONCEPTOS BASICOS DE ELEMENTOS Y COMPUESTOS <ul><li>Ejemplo:      En una muestra de 0.685 g de hexafluoruro de azufre (SF 6 ), calcular a) el número de moles, b) el número de moléculas, c) el número de átomos de flúor.   Solución: a)   El PM. se calcula de la manera corriente:   PM (SF 6 ) = PA(S) + PA(F) x 6 = 32.06 + 19.00 x 6 = 146.06 g   El número de moles de SF 6 en 0.685 g es   m (SF 6 ) 0.685 g n = = = 4.69 x 10 -3 moles PM (SF 6 ) 146. 1 g/mol   RPTA: número de moles = 4.69 x 10 -3 </li></ul>MENU
    • 9. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>FORMULAS EMPIRICAS Y FORMULAS MOLECULARES   La Fórmula Empírica es la que expresa la menor proporción expresada en números enteros de los átomos de los diferentes elementos de un compuesto. Si una fórmula no se expresa en los términos numéricos más sencillos, no es una fórmula empírica. Para determinar una fórmula empírica, sólo se necesita información sobre la composición.   </li></ul><ul><li>Ejemplo: Las siguientes fórmulas: H 2 O, C 3 H 8 , H 2 SO 4 , NaCl, H 2 O 2 , C 4 H 8 O 2 y C 3 H 6 , ¿son empíricas?. </li></ul>
    • 10. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>Solución: H 2 O, C 3 H 8 , H 2 SO 4 , y NaCl, son empíricas porque representan la menor relación posible entre los números de esos átomos. Las fórmulas que no pueden ser empíricas son H 2 O 2 , C 4 H 8 O 2 y C 3 H 6 , cuyas relaciones más simples serían HO, C 2 H 4 O y CH 2 , respectivamente, estas fórmulas son, por consiguiente, moleculares. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Una Fórmula Molecular es la que expresa el número real de átomos de la molécula unidos por enlaces químicos. Solamente se puede escribir fórmulas moleculares de compuestos conocidos como moleculares. Es necesario conocer tanto la composición del compuesto como su masa molecular, para expresar su fórmula molecular. </li></ul>
    • 11. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>DETERMINACION DE LA COMPOSICION CENTESIMAL A PARTIR DE UNA FORMULA </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>En ciertos cálculos químicos, es necesario determinar la composición centesimal de masa de un compuesto, es decir, la masa de cada elemento presente expresado como porcentaje de la masa total. Examinemos este procedimiento. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Ejemplo: Determinar la composición centesimal de cada elemento del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 . </li></ul>
    • 12. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>1.-     Se determina el peso molecular o masa‑fórmula. </li></ul><ul><li>El peso molecular del H 2 SO 4 es: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>2(1.008 g) + 32.06 g + 4(16.0 g) = 98.08 g/mol de H 2 SO 4 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>2.-   Se determina la masa de cada elemento presente en el peso molecular. Para el H 2 SO 4 obtenemos: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>masa presente de H = 2(1.008 g) = 2.016 g </li></ul><ul><li>masa presente de S = 32.06 g </li></ul><ul><li>masa presente de O = 4(16.00 g) = 64.00 g </li></ul>
    • 13. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>3.-    Se determina el porcentaje de masa de cada elemento. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  masa de H en la masa‑fórmula </li></ul><ul><li>% H = x 100% </li></ul><ul><li>peso molecular </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  2.016 g </li></ul><ul><li>= x 100% = 2.055% </li></ul><ul><li>98.08 g </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  masa de S en la masa‑fórmula </li></ul><ul><li>% S = x 100% </li></ul><ul><li>peso molecular </li></ul>
    • 14. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>32.06 g </li></ul><ul><li>= x 100% = 32.69% </li></ul><ul><li>98.08 g </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  masa de O en la masa‑fórmula </li></ul><ul><li>% O = x 100% </li></ul><ul><li>peso molecular </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  64.00 g </li></ul><ul><li>= x 100% = 65.25% </li></ul><ul><li>98.08 g </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 15. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>4.-   Se verifica si los porcentajes suman 100%. </li></ul><ul><li>Verificamos para el H 2 SO 4 : </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>H = 2.055% </li></ul><ul><li>S = 32.69 % </li></ul><ul><li>O = 65.25 % </li></ul><ul><li>100.00 % </li></ul>
    • 16. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>DETERMINACION DE LA FORMULA EMPIRICA Y FORMULA MOLECULAR </li></ul><ul><li>  La deducción de la fórmula empírica implica la ley de las proporciones definidas: La proporción en la cual se combinan dos o más elementos para formar un compuesto dado es siempre la misma. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  Dada la composición de un compuesto, puede calcularse fácilmente su fórmula empírica. El procedimiento es como sigue: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>1.- Se determinan las masas de cada elemento en una muestra específica del compuesto (un mol, o 100.0 g, o lo que sea conveniente, dados los términos del problema). </li></ul>
    • 17. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>1.- Se convierten esas masas a números de moles de átomos de cada elemento. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>2.- S e expresan los números relativos de moles de cada elemento en números enteros. </li></ul><ul><li>   </li></ul><ul><li>Ejemplo: Un compuesto contiene 46.5% de hierro y 53.5% de azufre. Deducir su fórmula empírica. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Solución:   </li></ul><ul><li>1.- Determine la masa de cada elemento: Dada la composición centesimal, es decir, partes por 100, o gramos por 100 g de una muestra, usted sabe que 100 g del compuesto contienen 46.5 g de Fe y 53.5 g de S. </li></ul>
    • 18. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>1.- Convierta masa a número de moles: En una tabla periódica, vemos que una mol de átomos de Fe tiene una masa de 55.8 g y una mol de átomos de S tiene una masa de 32.1 g. Suponiendo que tenemos 100 g del compuesto y usando n como número de moles de átomos de cada clase, debe hacer el siguiente enunciado: </li></ul><ul><li>   </li></ul><ul><li>peso del elemento </li></ul><ul><li>No. moles del elemento = </li></ul><ul><li>peso atómicos del elemento </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>46.5 g </li></ul><ul><li>No. moles de Fe = = 0.833 moles de Fe </li></ul><ul><li>55.8 g/mol </li></ul>
    • 19. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>53.5 g </li></ul><ul><li>No. de moles de S = = 1.66 moles de S </li></ul><ul><li>32.1 g/mol </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>2.- Exprese en números enteros: Divida cada uno de los números de moles de las diferentes clases de átomos por el número más pequeño que se obtuvo en el paso 1. Por lo tanto, </li></ul><ul><li>  0.833 </li></ul><ul><li>número relativo de moles de Fe = = 1 </li></ul><ul><li>0.833 </li></ul>
    • 20. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>1.66 </li></ul><ul><li>número relativo de moles de S = = 2 </li></ul><ul><li>0.833 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  O sea que la fórmula empírica del compuesto es FeS 2 . </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  La Fórmula Molecular de un compuesto molecular es siempre un múltiplo entero m (m = 1, 2, 3,...) de la fórmula empírica. Para obtener el valor de m, es necesario conocer el peso molecular del compuesto y peso fórmula empírica. </li></ul>
    • 21. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>Entonces: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>peso molecular </li></ul><ul><li>m = </li></ul><ul><li>peso de fórmula empírica </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Fórmula molecular = m(fórmula empírica) </li></ul>
    • 22. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>Ejemplo: En su fase gaseosa, el cloruro de aluminio (fórmula empírica AlCl 3 ) tiene un peso molecular de 267 uma. ¿Cuál es su fórmula molecular? </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Solución: El peso de la fórmula empírica del AlCl 3 es </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>26.98 uma + 3(35.45 uma) = 133.3 uma </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 23. CALCULO DE FORMULAS <ul><li>y  </li></ul><ul><li>peso molecular 267 uma </li></ul><ul><li>m = = = 2 </li></ul><ul><li>peso fórmula empírica 133.3 uma </li></ul><ul><li>En el cloruro de aluminio:  Fórmula molecular = 2(fórmula empírica) = 2(AlCl 3 ) = Al 2 Cl 6    </li></ul><ul><li>Esto significa que, en su fase gaseosa, dos átomos de aluminio y seis de cloro están unidos por enlaces químicos para formar una molécula de Al 2 Cl 6 .      </li></ul>MENU
    • 24. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS Los coeficientes de una ecuación estequiométrica representan los números relativos de moles de los reactivos y de los productos. Está permite calcular una amplia gama de resultados numéricos de las reacciones. Ejemplo: En la ecuación 2C 6 H 6 + 15O 2 12CO 2 + 6H 2 O, ¿cuánta agua (en gramos) se produce por la reacción de 3,00 g de benceno con oxígeno?
    • 25. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS Solución: Un enfoque generalmente más útil - el método de la eliminación de factores- empieza con la tabulación de toda la información que contiene la ecuación inicial: Ecuación : 2C 6 H 6 + 15O 2 12CO 2 + 6H 2 O No. moles : 2 15 12 6 Masa mol : 78.11 g 32.00 g 44.01 g 18.02 g La masa de H 2 O producida cuando 3.00 g de C 6 H 6 reaccionan con oxígeno se calcula entonces planteando una ecuación que exprese todos los factores y sus unidades:
    • 26. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS 3.00 g C 6 H 6 1 mol C 6 H 6 6 moles H 2 O 18.02 g H 2 O 78.11 g C 6 H 6 2 moles C 6 H 6 1 mol H 2 O = 2.08 g de H 2 O MENU
    • 27. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>             REACTIVO LIMITANTE </li></ul><ul><li>Un reactivo limitante, limitará la cantidad de producto que se va a obtener, o sea, el reactivo limitante, es el que determina la cantidad máxima de un producto que se puede obtener a partir de una mezcla de reactivos. </li></ul><ul><li>Ejemplo: El magnesio y el cloro reaccionan en una relación molar 1 : 1 para producir cloruro de magnesio: </li></ul>
    • 28. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Ecuación : Mg + Cl 2 MgCl 2 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Al empezar : 1 mol 1 mol 0 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Al terminar : 0 0 1 mol </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Si se mezclan un mol de magnesio y dos de cloro molecular, el mol de magnesio puede reaccionar con un solo mol de cloro. El magnesio sería el reactivo limitante. Se producirá un mol de cloruro de magnesio y quedará un mol de cloro sin reaccionar: </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 29. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Ecuación : Mg + Cl 2 MgCl 2 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Al empezar : 1 mol 2 moles 0 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Al terminar : 0 1 mol 1 mol </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Si 0.63 moles de Mg se tratan con 0.37 moles de Cl 2 , el cloro es el reactivo limitante: se producen 0.37 moles de MgCl 2 y quedan sin reaccionar 0.26 moles de Mg (0.63 - 0.37). </li></ul>
    • 30. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>RENDIMIENTOS TEORICOS Y RENDIMIENTOS EN PORCENTAJE </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Rendimiento Teórico es la cantidad máxima de producto que puede obtenerse en la reacción. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>El Rendimiento Real de un producto en una reacción es ordinariamente menor que el rendimiento teórico. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>El Porcentaje de Rendimiento se define como el rendimiento real de un producto expresado como porcentaje del rendimiento teórico (estequiométrico): </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 31. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Rendimiento real </li></ul><ul><li>% de Rendimiento = x 100% </li></ul><ul><li>Rendimiento teórico </li></ul><ul><li>Este concepto surge debido a que las reacciones no siempre proceden en la realidad en forma estequiométrica. </li></ul>
    • 32. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Ejemplo: Se hace reaccionar 10 g de N 2 con 1.0 g de H 2 y se obtiene 2.12 g de NH 3 . La ecuación es la siguiente: </li></ul><ul><li>   </li></ul><ul><li>N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>a)            ¿Cuál de los reactivos existe ahí en exceso? </li></ul><ul><li>b)            ¿Cuál es el reactivo limitante? </li></ul><ul><li>c)             ¿Cuál es el rendimiento teórico? </li></ul><ul><li>d)            ¿Cuál es el rendimiento en porcentaje? </li></ul>
    • 33. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Solución: </li></ul><ul><li>  a) y b) Determinar el número de los moles de ambos reactivos (N 2 y H 2 ). </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Peso molécula‑gramo de N 2 es 28 g (2 x 14); </li></ul><ul><li>Peso molécula‑gramo de H 2 es 2 g (2 x 1). </li></ul><ul><li>   </li></ul><ul><li>peso en gramos de N 2 10 </li></ul><ul><li>No. moles de N 2 = = = 0.36 </li></ul><ul><li>peso molécula‑gramo de N 2 28 </li></ul>
    • 34. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>  peso en gramos de H 2 1 </li></ul><ul><li>No. moles de H 2 = = = 0.5 </li></ul><ul><li>peso molécula‑gramo de H 2 2 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  Por la ecuación estequiométrica 1 mol de N 2 reacciona con 3 moles de H 2 , entonces 0.36 moles reaccionarán con 0.36 x 3 = 1.08 moles de H 2 ; en realidad hay solamente 0.5 moles de H 2 . </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Conclusión: </li></ul><ul><li>  Nitrógeno existe en exceso; hidrógeno es reactivo limitante. </li></ul>
    • 35. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>c) Para calcular el rendimiento teórico debemos estar seguros de basar el cálculo en el reactivo &quot;limitante&quot;; aquel del que no empleamos un excedente. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Calcular rendimiento teórico: Según la ecuación estequiométrica de 3 moles de H 2 se obtienen 2 moles de NH 3 , así: </li></ul><ul><li>    </li></ul><ul><li>3 x 2 g de H 2 .......... 2 x 17 g de NH 3 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>1 g de H 2 .......... X g de NH 3 </li></ul>
    • 36. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>1 g de H 2 x 2 x 17 g de NH 3 17 </li></ul><ul><li>X = = = 5.67 g de NH 3 </li></ul><ul><li>3 x 2 g de H 2 3 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>El rendimiento teórico es 5.67 g de NH 3 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Peso molécula‑gramo de NH 3 = 14 + 3 = 17 g. </li></ul>
    • 37. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>d) Calcular rendimiento en porcentaje: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Rend. real 2.12 </li></ul><ul><li>% Rendimiento = x 100% = x 100% = 37% </li></ul><ul><li>Rend. teórico 5.67 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 38. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>RENDIMIENTO Y PUREZA </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>En muchos casos, para llevar a cabo una reacción química, no se cuenta con los reactivos puros. Los reactivos están acompañados de impurezas; esto es particularmente cierto en los procesos industriales. Rendimiento y pureza están estrechamente relacionados, si un reactivo es puro se puede calcular el rendimiento, si el reactivo no es puro, se requiere calcular la cantidad de reactivo puro que existe, ya que las reacciones químicas suponen combinaciones entre sustancias completamente puras. </li></ul>
    • 39. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Ejemplo: ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico se obtiene por la reacción de 400 gramos de NaCl de 80 % de pureza con un exceso de H 2 SO 4 ?, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento de la reacción, si se recogieron 190 gramos de HCl? </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>2NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2HCl </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Solución: </li></ul><ul><li>  Además de la ecuación balanceada, el enunciado establece que el reactivo de partida es de 80% de pureza, por lo que se requiere calcular la cantidad de cloruro de sodio puro, en los 400 gramos de 80% de pureza, así: </li></ul>
    • 40. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>400 g NaCl imp 80 % puro </li></ul><ul><li>= 320 g puro </li></ul><ul><li>100 % imp </li></ul><ul><li>Luego se calcula los gramos de HCl que se obtiene por la reacción de 320 g de NaCl puro y que además es el reactivo limitante, así: </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>320 g NaCl 1mol NaCl 2 moles HCl 36,5 g HCl </li></ul><ul><li>58,5 g NaCl 2 moles NaCl 1 mol HCl </li></ul><ul><li>= 199.66 g HCl </li></ul>
    • 41. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>El porcentaje de rendimiento, se calcula a partir del rendimiento real que es 190 g HCl, y el rendimiento teórico que se cálculo y que es 199.66 g HCl. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>rend. real 190 </li></ul><ul><li>% rendimiento = x 100 = 100 = 95.2 % </li></ul><ul><li>rend. teórico 199.66 </li></ul>
    • 42. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>Ejemplo: ¿Cuántos gramos de fluoruro de calcio de 90% de pureza se requieren para preparar 100 gramos HF? </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + 2HF </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>Solución: </li></ul><ul><li>  En este ejemplo la incógnita se refiere a un reactivo. La solución requiere expresar los gramos de HF en moles, establecer la razón molar del CaF 2 al HF y realizar las operaciones, de conformidad con el esquema general </li></ul>
    • 43. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>100 g HF 1 mol HF 1 mol CaF 2 78 g CaF 2 </li></ul><ul><li>20 g HF 2 mol HF 1 mol CaF 2 </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>= 195 g de CaF 2   </li></ul><ul><li>Si el CaF 2 fuera puro, se requerirían 195 g; pero, como es impuro, se requiere una mayor cantidad, la cual se obtiene: </li></ul><ul><li>  </li></ul>
    • 44. CALCULOS A PARTIR DE ECUACIONES QUIMICAS <ul><li>195 g CaF 2 puro 100 g impuro </li></ul><ul><li>= 216,7 g CaF 2 impuro </li></ul><ul><li>90 g puro </li></ul><ul><li>   </li></ul><ul><li>Obsérvese que se multiplica por 100 y se divide por 90, para encontrar una cantidad mayor. La cantidad del reactivo impuro debe ser mayor que la del reactivo puro requerido, ya que las impurezas también pesan. </li></ul><ul><li>  </li></ul>

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