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Estequiometria

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    Estequiometria Estequiometria Presentation Transcript

    • ESTEQUIOMETRIA ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M. ROBERTO GUTIÉRREZ P. Compilado por: Programa de Licenciatura en Biología y Química
    • Estequiometría
      • El procedimiento químico-matemático por medio del cual se determinan las cantidades de reaccionantes y productos que intervienen en una reacción química.
      • Stoicheion ( elemento )
      • Metron ( medida )
    • MATERIA Es cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un espacio. Masa : e s una magnitud relacionada con la cantidad de materia que tiene un objeto. Peso : e s la fuerza de atracción que posee los cuerpos hacia la tierra.
    • ¿De que depende la masa de un átomo? Depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene el átomo. ¿Que es la masa atómica ? Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) Masa atómica (peso atómico)
    • Masa relativa Las masas atómicas son masas relativas Un perro pesa 5 veces lo que 1 pollo
    • Al comparar el MISMO NÚMERO de animales, su peso sigue siendo diferente en proporción 5 a 1 12 perros pesan 5 veces lo que 12 pollos Masa relativa
    • Al comparar el MISMO PESO de grupos de animales, sus números son diferentes. 1 perro pesa lo mismo que 5 pollos Masa relativa
    • Masa relativa
    • Debido a que unos dulces pesan más que otros, no se pueden tener igual número de dulces pesando la misma masa para ambos dulces. Sucede lo mismo para átomos o moléculas de diferentes sustancias.
    • Unidades de masa atómica carbono 12 como patrón -Por acuerdo internacional un átomo del isótopo de carbono (12), presenta exactamente una masa de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.)
    • Peso atómico-gramo
      • ¿un átomo de 12 C tiene masa de 12 u.m.a.?
      • 1 mol de átomos de 12 C = 12,00 g de 12 C (peso exacto por definición)
      • El peso atómico de un solo elemento (en u.m.a.) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento.
      • Masa atómica de Na pesa 23 u.m.a.
      • Peso atómico de Na pesa 23 g
      Para cualquier elemento masa atómica (u.m.a.) = peso atómico (g)
    • Mol y el número de Avogadro Mol: es la cantidad de materia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g (ó 0,012 kg) del isótopo de carbono 12. 1 mol de átomos de 12 C = 6,0221367 x 10 23 partículas Número de Avogadro
    • 1 mol de He 6,022 x 10 23 partículas de He M. a. de H: 1.008 uma 6.022 x 10 23 átomos de H M. a. de He: 4.003 uma 6.022 x 10 23 átomos de He M. a. de S: 32.07 uma 6.022 x 10 23 átomos de S M. a. (masa atómica)
    • 1 mol 6.02x10 23 moléculas 1 mol 6.02x10 23 moléculas 1 mol 6.02x10 23 moléculas 1 mol 6.02x10 23 moléculas 1 mol 6.02x10 23 moléculas
    • 1 mol de azufre 1 mol de hierro 1 mol de mercurio 1 mol de cobre 1 mol de carbono
    • Peso Fórmula (PF) - El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos (en gramos) para cada elemento en una fórmula química, contando cada uno el número de veces que aparece en ella. Por ejemplo (PA; peso atómico) H 2 SO 4 ( PF )= =2( PA átomo H )+( PA átomo S )+ 4( PA átomo O ) = 2 (1,0 g ) +( 32,0 g) + 4 ( 16,0 g ) = 98,0 g
    • No. átomos en la fórmula X Peso atómico (g) =Peso total de cada elemento (g) 1 Ca X 40,1 =40,1 1 C X 12,0 =12,0 3 O X 16,0 =48,0 Peso formula del CaCO 3 =100,1
    • No. átomos en la fórmula X Peso atómico (g) =Peso total de cada elemento (g)
    • Ejemplo
      • Calcular el PF de sacarosa C 12 H 22 O 11
    • Ejemplo
      • ¿Cuántos moles de He hay en 6,46 g de He?
      ¿Cuántos gramos de C 6 H 12 O 6 hay en 0,350 mol de C 6 H 12 O 6 ? Ejemplo La masa en gramos de un mol de una sustancia es su peso molecular. La masa en gramos de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formula.
    • Concepto de reacción química
      • “ Es un proceso mediante el cual unas sustancias (reactivos) se transforman en otras (productos de la reacción) por la reorganización de los átomos conformando moléculas nuevas. Para ello es necesario que rompan enlaces en las moléculas originales y se formen enlaces nuevos”.
    • ¿Cómo nos damos cuenta que se produce una reacción química?
      • Cuando al poner en contacto dos o más sustancias:
      • Se forma un precipitado
      • Se desprenden gases
      • Cambia de color
      • Se desprende o absorbe energía ( se calienta o se enfría el recipiente )
    • 2KI (ac) + Pb(NO 3 ) 2(ac)  PbI 2(s) + 2K + (ac) + 2NO 3 - (ac) Formación de precipitado
    • Una ecuación química es la representación de una reacción mediante el uso de símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química . Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua Tres maneras de representar la reacción de H 2 con O 2 para formar H 2 O reactivos productos
    • Escritura de ecuaciones químicas
      • Una ecuación química debe contener :
      (g) Gas ; (l) líquido; (s) sólido ; (ac) solución acuosa CaO + CO 2
          • Todos los productos
              • Las condiciones de la reacción
      CaCO 3
        • Todos los reactivos
              • El estado físico de las sustancias
      (s) (s) (g)
    • Tipos de reacciones químicas
      • Síntesis : A + B  C
      • 2 H 2 + O 2  2 H 2 O
      • Descomposición
        • Simple: A  B + C
        • Mediante reactivo: AB + C  AC + BC
      CaCO 3  CaO + CO 2 2 ZnS + 3 O 2  2 ZnO + 2 SO 2
      • Sustitución (desplazamiento): AB + C  AC + B
      PbO + C  CO + Pb
      • Doble sustitución (doble desplazamiento): AB + CD  AC + BD
      HCl + NaOH  NaCl + H 2 O
    • Significado de la ecuación química 2 Mg + O 2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O 2 produce 2 mol MgO 2 moles Mg + 1 mol O 2 produce 2 moles de MgO 48.6 g Mg + 32.0 g O 2 produce 80.6 g de MgO 2 g de Mg + 1 g de O 2 produce 2 g de MgO NO ES
      • 2 H 2 + O 2  2H 2 O
      • ¿Cómo podemos leer esta ecuación?
      2 moléculas + 1 molécula 2 moléculas 2 moles + 1 mol 2 moles 2(2.02 g) + 32.0 g 2(18.02 g) 4.04 g + 32.0g 36.04 g Los coeficientes estequiométricos pueden ser interpretados como número de moléculas o como número de moles
    • 1 mol de CH 3 CH 2 OH reaccionan con 3 moles de O 2 para dar 2 moles de CO 2 3 moles de H 2 O y RELACIÓN MOLAR CH 3 CH 2 OH + O 2 CO 2 + H 2 O 3 2 3 1
    • PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA MASA.
      • KI + Pb(NO 3 ) 2 PbI 2 + KNO 3
      Leyes Estequiométricas +
    • Leyes estequiométricas ANTOINE LAVOISIER La conservación de la masa 1782 “ la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción” o bien: la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma .
    • Leyes estequiométricas 2 H 2 + O 2  2 H 2 O HCl + NaOH  NaCl + H 2 O Na 2 CO 3 + HCl  NaCl + CO 2 + H 2 O C 3 H 8 + O 2  CO 2 + H 2 O 1) 2) 3) 4) 5) C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O
    • Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas, 1799) “ Un compuesto químico tiene siempre la misma composición, es decir, la misma proporción en masa de los elementos que lo forman, independientemente del método empleado para obtenerlo”. . m A m B A B m AB AB Proust: m A m B = constante
      • La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.
      • C + O 2 --> CO 2
      • 12 g de C + 32 g de O 2 --> 44 g CO 2
      • C + ½ O 2 --> CO
      • 12 g de C + 16 g de O 2 --> 28 g CO
      • Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2
    • Ley de Dalton (Ley de las Proporciones Múltiples)
      • Si 2 elementos forman diferentes compuestos, las masas de uno de ellos combinados con una misma masa del otro guardan entre sí una relación de números enteros y sencillos
      Elementos A y B forman Compuesto 1 Compuesto 2 m A + m B m A + m’ B Dalton: m B m’ B = p q ≠ 1 se trataría del mismo compuesto
    • Balance de una reacción química
      • Se llama balance a la búsqueda del número de moles de reactivos y productos, de tal forma, que el número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos.
      • ¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos.
      • Métodos de ajuste:
        • Tanteo (en reacciones sencillas).
        • Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de ecuaciones.
    • Balance de ecuaciones químicas 1 . Escriba la fórmula(s) correcta para los reactivos en el lado izquierdo y la fórmula(s) correcta para el producto(s) en el lado derecho de la ecuación. El etano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono y agua 2. Cambie los números delante de las fórmulas ( los coeficientes ) para hacer el número de átomos de cada elemento el mismo en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices. C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 2C 2 H 6 NO C 4 H 12
    • Balance de ecuaciones químicas 3 . Empiece balanceando esos elementos que aparecen sólo en un reactivo y un producto. empiece con C o H pero no O 2 carbonos en la izquierda multiplicar CO 2 por 2 multiplicar H 2 O por 3 C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O 1 carbono en la derecha C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + H 2 O 6 hidrógenos en la izquierda 2 hidrógenos en la derecha C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O
    • Balance de ecuaciones químicas 4. Balancee esos elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos . 2 oxígenos en la izquierda 4 oxígenos (2x2) multiplicar O 2 por = 7 oxígenos en la derecha quite la fracción multiplique ambos lados por 2 C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O + 3 oxígenos (3x1) 7 2 C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O 7 2 2 C 2 H 6 + 7 O 2 4 CO 2 + 6 H 2 O
    • Balance de ecuaciones químicas 5 . Verifique para asegurarse de que tiene el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación. 2 C 2 H 6 + 7 O 2 4 CO 2 + 6 H 2 O Reactivos Productos 4 C 12 H 14 O 4 C 12 H 14 O 4 C ( 2 x 2) 4 C 12 H ( 2 x 6) 12 H ( 6 x 2) 14 O ( 7 x 2) 14 O ( 4 x 2 + 6 )
    • Ejemplo: balancear la siguiente reacción: HBr +Fe  FeBr 3 + H 2
    • Ejemplo: balancear la siguiente reacción: HBr +Fe  FeBr 3 + H 2
      • Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles) de los respectivos reactivos y productos. a HBr + b Fe  c FeBr 3 + d H 2
      • H) a = 2d Br) a = 3c Fe) b = c
      • Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3
      • Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos los siguientes coeficientes:
      • a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.
      • Por tanto la ecuación ajustada será:
      • 6 HBr +2 Fe  2 FeBr 3 + 3 H 2
    • Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo:
      • a) C 3 H 8 + O 2  CO 2 + H 2 O
      • b) Na 2 CO 3 + HCl  Na Cl + CO 2 + H 2 O
      • c) PBr 3 + H 2 O  HBr + H 3 PO 3
      • d) CaO + C  CaC 2 + CO
      • e) H 2 SO 4 + BaCl 2  BaSO 4 + HCl
      3 2 5 3 4 2 2 3 3
    • Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:
      • a) KClO 3  KCl + O 2
      • b) HCl + Al  AlCl 3 + H 2
      • c)
      HNO 3 + Cu  Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O
    • Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones químicas por el método algebraico:
      • a) a KClO 3  b KCl + c O 2
      • K) a = b; Cl) a = b; O) 3a = 2c
      • Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2
      • Multiplicando todos los coeficientes por 2:
      • 2 KClO 3  2 KCl + 3 O 2
      • b) a HCl + b Al  c AlCl 3 + d H 2
      • H) a = 2d; Cl) a = 3c; Al) b = c
      • Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2
      • Multiplicando todos los coeficientes por 2:
      • 6 HCl + 2 Al  2 AlCl 3 + 3 H 2
    • Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico:
      • a HNO 3 + b Cu  c Cu(NO 3 ) 2 + d NO + e H 2 O
      • H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c
      • Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;
      • Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
      • Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
      • Multiplicando todos los coeficientes por 3:
      • 8 HNO 3 + 3 Cu  3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
      • Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu
    • Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación químicas por el método algebraico:
      • a HNO 3 + b Cu  c Cu(NO 3 ) 2 + d NO + e H 2 O
      • H) a = 2e; N) a = 2c + d; O) 3a = 6c +d + e; Cu) b = c
      • Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda: a = 2e; a = 2 + d; 3a = 6 + d + e;
      • Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
      • Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
      • Multiplicando todos los coeficientes por 3:
      • 8 HNO 3 + 3 Cu  3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
      • Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O (8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu
    • Estequiometría de una reacción química
      • Es la proporción en moles en la que se combinan los distintos reactivos y en la que se forman los distintos productos de la reacción.
      • Una vez determinado el número de moles de reactivos y productos (ajuste de la reacción) se puede hacer el cálculo en masa (gramos) o en volumen (litros) en el caso de gases o disoluciones.
      • Escriba la ecuación química balanceada.
      • Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles.
      • Use los coeficientes en la ecuación balanceada
      • Para calcular el número de moles de la cantidad buscada
      • convierta los moles de la cantidad buscada en las
      • unidades deseadas.
      Cálculos estequiométricos Masa de reactivo Masa de reactivo Moles de reactivo Moles de reactivo Moles de reactivo Moles de producto Moles de producto Moles de producto Masa de producto
    • Tipos de cálculos estequiométricos .
      • Con moles.
      • Con masas.
      • Con volúmenes (gases)
        • En condiciones normales.
        • En condiciones no normales.
      • Con reactivo limitante.
      • Con reactivos en disolución (volúmenes).
    • El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación Si 209 g de metanol se agotan en la combustión, ¿qué masa de agua se produce? CH 3 OH + O 2 CO 2 + H 2 O
    • Ejemplo: En la reacción : HBr + Fe  FeBr 3 + H 2 ¿qué cantidad de HBr reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de FeBr 3 e H 2 se formarán?
    • ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse haciendo reaccionar 6 mol de aluminio con ácido clorhídrico?
        • AgNO 3 + H 2 S --> Ag 2 S + HNO 3
      ¿Cuántos gramos de nitrato de plata se necesitan para producir 0.25 mol de sulfuro de plata?
        • Al +HCl --> AlCl 3 + H 2
    • Ejercicio: Se tratan 40 g de oxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que se forma. Datos (u): M at (Al) = 27, M at (S) = 32, M at (O) = 16, M at (H) = 1 la reacción química es:
      • Al 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 ————  Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 O
    • Dada la siguiente reacción, ¿cuántos gramos de HNO 3 , se necesitan para producir 8.75 g de monóxido de dinitrógeno?
        • Zn + HNO 3 --> Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O+ H 2 O
    • Reacciones con reactivo limitante
      • Hay veces que nos dan más de una cantidad de reactivos y/o productos.
      • En estos casos, uno de los reactivos quedará en exceso y no reaccionará todo él.
      • El otro reactivo se consume totalmente y se denomina reactivo limitante , ya que por mucho que haya del otro no va a reaccionar más.
    •  
    • 6 roj as sobre la izquierda Reactivo limite Antes del inicio de la reacción Después de completada la reacción Reactivo limitante Reactivo en exceso 6 verdes agotados
    •  
    • En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3 Calcular la masa de Al 2 O 3 formada. Ejemplo: 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe
      • Na + H 2 O  NaOH + H 2
      Ejemplo : Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno
    • Ejemplo
      • ¿Cuánto H 2 SO 4 se puede formar a partir de 5 moles de SO 2 , 2 moles de O 2 y una cantidad ilimitada de agua?
      SO 2 (g) + O 2(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(ac)
    • Ejemplo Na 3 PO 4(ac) + Ba(NO 3 ) 2(ac) Ba 3 (PO 4 ) 2(s) + NaNO 3(ac) ¿ Qué cantidad de productos se formará a partir de 3.50 g de Na 3 PO 4 y 6.40 g de Ba 3 (PO 4 ) 2 ?
    • ¿cuántos gramos de bromuro de plata se pueden formar cuando se mezclan soluciones que contienen 50 g de MgBr 2 y 100 g de AgNO 3 ?
        • MgBr 2(aq) + AgNO 3 --> AgBr+ Mg(NO 3 ) 2 (aq)
      ¿ cuántos gramos de AgNO 3 no reaccionaron en la reacción anterior?
      • 2 Na + 2 H 2 O  2 NaOH + H 2
      • 46 g — 36 g ——— 80 g
      • 10 g — m(H 2 O) — m(NaOH)  m(H 2 O) = 7,8 g
      • lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y que el agua está en exceso (no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
      • m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g
      Ejemplo : Hacemos reaccionar 10 g de sodio metálico con 9 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará? En la reacción se desprende también hidrógeno
    • Ejercicio: Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no ha reaccionado.
      • AgNO 3 + NaCl  AgCl  + NaNO 3
    • El rendimiento en las reacciones químicas
      • En casi todas las reacciones químicas suele obtenerse menor cantidad de producto de la esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
      • Esto se debe a:
        • Los reactivos no se convierten completamente en los productos
        • Perdida del producto al manipularlo.
        • Condiciones inadecuadas de la reacción.
        • Reacciones paralelas que forman otros productos.
    • Masa teórica es la cantidad de producto que resultaría si todo el reactivo se convirtiera en el producto deseado. Masa obtenida es la cantidad de producto que en la práctica se obtiene. m producto (obtenida) Rendimiento = ———————— · 100 m producto (teórica)
    • Ejemplo -partimos con 25.0 g de ciclohexano y que éste es el reactivo limitante. Calcular Rendimiento teórico de ácido. -si se obtienen 33.5 g de ácido en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento El ácido adípico, H 2 C 6 H 8 O 4 ; se fabrica por reacción controlada entre ciclohexano, C 6 H 12 y O 2 C 6 H 12 + O 2  H 2 C 6 H 8 O 4 + H 2 O
    • Problema Cuando la metilamina CH 3 NH 2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH 3 NH 2(ac) + H + (ac)  CH 3 NH 3 + (ac) Cuando 3 g de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H + , se producen 2.6 g de CH 3 NH 3 + . Calcular el porcentaje de rendimiento.
    • Calcular la cantidad de CCl 4 que se puede obtener al reaccionar 100 g de disulfuro de carbono y 100 g de cloro. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción si en realidad se obtienen 65 g de CCl 4 .
        • CS 2 + Cl 2 --> CCl 4 + S 2 Cl 2
      • La nitroglicerina es un explosivo muy potente. Su descomposición se puede representar por
        • C 3 H 5 N 3 O 9 --> N 2 + CO 2 + H 2 O + O 2
      • ¿cuál es la máxima cantidad de O 2 en gramos que se obtendrá a partir de 2 x 10 2 g de nitroglicerina?
      • b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta reaccion si se encuentra que la cantidad de O 2 producida fue de 6.55 g
    • Pureza de los reactivos
      • La mayor parte de las sustancias no suelen encontrarse en estado puro.
      • Se llama pureza al % de sustancia pura que tiene la muestra.
      • m (sustancia pura) % Pureza = ———————— · 100 m (muestra)
      • Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
      • 96 200 g · ——— = 192 g de NaOH puro 100
    • Ejemplo: El dióxido de carbono, CO 2 (PM = 44.0 g) se obtiene en la combustión de el metano, CH 4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O 2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la reacción es agua (PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen cuando reaccionan 1220 g de metano al 80% de pureza con 5000 g de oxígeno al 95% de pureza?   La reacción que representa la ecuación es:
    • Referencias - Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. - Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003 . - Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III. Universidad Tecnológica del Chocó . Quibdó. 1999. - Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química general. 5 a ed. McGraw-Hill. España. 1998. - Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce. Química La ciencia central. 7 a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997. - Ebbing , Darrell D. Química general. 5 a ed. McGraw-Hill. México.1997. - Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7 a ed. Pearson. México. 1996. http://www.monografias.com/trabajos39/ecuacionesquimicas/ecuaciones-quimicas2.shtml#mecan