Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

Estequiometría 1

21,617 views

Published on

Published in: Education, Technology, Business
  • Be the first to comment

Estequiometría 1

  1. 1. Estequiometría Es la parte de la química que se encarga de la medición de las cantidades relativas de reactivos y productos en una reacción química.
  2. 2. Estequiometria Ecuaciones químicas balanceadas M/m, m/v, v/m, v/v Reactivos y productos Reacción química Reacción exotérmica Reacción endotérmica Reacción reversible Cálculos estequiométricos Cantidades Reactivos Productos Se consumen Se forman Reactivo limitante Porcentaje de rendimiento Se pueden interpretar en términos de Usa de Que participan en una Se clasifican en Permiten Acerca de de que que Considerando Determina
  3. 3. Tipos de problemas estequiométricos 1. Masa - Masa 2. Masa – Volumen y Volumen Masa 3. Volumen – Volumen 4. Masa – Mol y Mol - Masa 5. Volumen – Mol y Mol - Volumen 6. Mol – Mol 7. Moléculas – Con cualquiera de los anteriores y viceversa.
  4. 4. Masa - masa a) Calcular la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar 72.0 g de C2H6 hasta CO2 y H2O. La ecuación para la reacción es: 2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g) Ha varias formas de razonar y resolver este tipo de problemas. Yo les enseñaré una forma sencilla a través de reglas de tres, sólo pregúntate que tienes y qué te falta y en que unidades te lo pide. 1. Qué tienes: Tienes los datos implícitos de las masas moleculares de los compuestos problema, en este caso O2 y C2H6; esta masa se multiplica además por sus respectivos moles de la ecuación balanceada. 02=60.14 g y C2H6= 223.99 g Tienes la masa problema es decir: 72.0 g de C2H6 2. Qué te falta y en qué unidades: Gramos de oxígeno.
  5. 5. Masa - masa 2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g) En lo personal me gusta ir acomodando estos datos en mi reacción balanceada. Los implícitos arriba y los problema debajo. 60.14g 223.99g 72.0 g X 60.14g de C2H6 - 223.99g de O2 72.0 g de C2H6 - X X= 268.16 g de O2 Bien, si te das cuenta esto tiene la forma de una “regla de tres”, y en efecto eso es lo que vas a hacer:
  6. 6. Masa – masa (varios problemas) b) Calcule el número de gramos de cloro que se producen al hacer reaccionar 22.1 g de oxído de manganeso (IV) con ácido clorhídrico en exceso : MnO2(s) + 4HCl(ac)  MnCl2(ac) + Cl(g) + 2H2O(l) 86.93 g 70.40 g 22.1 g X X= 17.89 g Cl
  7. 7. Masa – masa (varios problemas) c) Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la masa de CO2 producida? C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O 180.15 g 264.05 g 856 g X X= 1.256X103 g CO2
  8. 8. Masa – Mol y Mol - Masa a) Calcule el número de moles de oxígeno que se producen al calentar 1.65 g de clorato de potasio. La ecuación balanceada para la reacción química es: 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 245.10 g 3 moles 1.65 g X X= 0.020 moles de O2 Nos pregunta por el número de moles de oxigeno (es lo que falta), y nos dan el número de gramos de KClO3 (es lo que tenemos). Para resolver por regla de tres. Gramos sobre gramos; moles sobre moles. Es decir: 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) Nota que los datos problema los coloqué en la parte inferior de la reacción y los implícitos (los que tú inferiste) en la parte superior.
  9. 9. Masa- Mol (varios problemas) b) Calcule el número de moles de cromo que se pueden producir a partir de la reacción de 28.5 g de óxido de cromo (III) con aluminio en exceso de acuerdo con la siguiente ecuación balanceada de la reacción química: Cr3O3(s) + 2Al(s)  2Cr(s) + Al2O3 151.99 g 2 moles 28.5 g X X= 0.375 moles de Cr
  10. 10. Mol – Mol (varios problemas) a) Si reaccionan 0.15 mol de Na con agua, calcule el número de moles de H2 que se producen. Considerando la siguiente reacción balanceada: 2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(ac) + H2(g) 2 mol 1 mol 0.15 mol X X= 0.075 moles de H2 Nota que esta vez no fue necesario obtener la masa molecular del compuesto problema. Y esto es porque el dato con el que cuentas está en moles y lo que te pide está también en moles entonces es directa la “regla de tres”: moles sobre moles nos da:
  11. 11. Masa – Volumen y Volumen -Masa a) Calcular el volumen, en litros del gas oxígeno, medido a TPN, que se podría obtener al calentar 28.0 g de nitrato de potasio. 2KNO3(s)  2KNO2(s) + O2(g) X= 3.10 L de O2 Necesitamos aplicar aquí el volumen molar = 22.4 L. Esta es una constante cuando un gas (expresado aquí en L) se encuentra en condiciones TPN (temperatura y presión normal, es decir 760 mmHg y 0ºC). Para nuestra reacción se plantearía así: 2KNO3(s)  2KNO2(s) + O2(g) 202.21 g 22.4 L 28.0 g X
  12. 12. Mol – Volumen y Volumen - Mol a) Calcule la cantidad de L de O2 (en condiciones TPN) que se producen al calentar 0.480 mol de KClO3. X= 16.12 L de O2 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 2 moles 67.2 L 0.480 moles X Aunque el volumen molar es de 22.4 L, deben considerarse los moles de O2 que tiene el oxígeno, es por eso que 22.4 L se debe multiplicar por 3. Quedándonos así 67.2 L de O2
  13. 13. Volumen - Volumen a) Calcule el volumen de O2 en litros que se necesitan para la combustión completa de 1.50 L de C2H6 y el volumen en litros de CO2 y H2O que se forman; todos los volúmenes se consideran a 400ºC y 760 mmHg. X= 5.25 L de O2 2C2H6(g) + 7O2(g)  4CO2(g) + 6H2O(g) 44.8 L 156.8 L 1.50 L X X= 3 L de CO2 89.6 L 134.4 L X X X= 4.50 L de H2O
  14. 14. Problema integrador de temas El carbonato de calcio (CaCO3), es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, y es el componente esencial de conchas y esqueletos de muchos organismos y de las cascaras de huevo. Si un químico hace reaccionar 52.3 g de CaCO3 con ácido clorhídrico determine: a) Moles de HCl: b) Gramos de CaCl2: c) Moléculas de H2O: d) Litros de CO2: CaCO3(s) + 2HCl(ac)  CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g) 100.08 g 2 mol 52.3 g X 110.98 g 6.22x1023 molécualas X X 22.4 L X 1.45 moles de HCl 57.99 gramos de CaCl2 3.25 x 1023 moléculas de H2O 11.70 litros de CO2
  15. 15. Reactivo limitante Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas. El reactivo limitante: es aquella sustancia que se consume primero en una reacción química. Ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. El reactivo en exceso: son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.
  16. 16. Reactivo limitante La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante? b) Calcule la masa de Urea que se formará. c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción? 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l) 34.06 g 44 g X637.2 g 1142 g 60.05 g Para el inciso “a” obtén las masas moleculares de ambos reactivos, y ejecuta una regla de tres entre cada uno de estos reactivos y el producto en cuestión. Aquel reactivo que de menos cantidad de producto será tu reactivo limitante: NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea El NH3 es nuestro Reactivo Limitante.
  17. 17. Reactivo limitante Entonces la respuesta para el inciso: a) Es NH3 b) 1123.42 g de Urea. Para el inciso “C” tenemos que razonar: Te preguntan los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionó… es decir, los 1142 g de CO2 (Reactivo en Exceso) no reaccionaron completamente. Es por ellos que: 1. Realiza una regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso. Buscando primero los gramos que sí reaccionaron de CO2. 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l) 34.06 g 44 g 637.2 g 1142 g X = 823.1 g de CO2
  18. 18. Reactivo limitante 2. Realiza una resta entre la cantidad de reactivo en exceso (CO2) que tenías al principio del problema. Y la que obtuviste: 1142 g - 823.1 g de CO2 Inciso c) CO2= 318.9 g de CO2
  19. 19. Reactivo limitante Si se mezclan 60 g de Mg(OH)2 y 20 g de HF. Calcule: a) Balanceo b) Reactivo limitante c) MgF2 que se producen d) Gramos de reactivo en exceso que hay. e) Gramos de reactivo en exceso que no reaccionó: 2Mg(OH)2 + 2HF  MgF2 + 2H2O 116.63g 40.01 g 60 g 20 g 62.30 g X Mg(OH)2= 32.05 g de MgF2 2HF= 31.14 g de MgF2 Reactivo Limitante.
  20. 20. Reactivo limitante 2Mg(OH)2 + 2HF  MgF2 + 2H2O 20 gX Mg(OH)2= 58.30g Para determinar los gramos de reactivo en exceso que reaccionaron, realiza un regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, es decir: Para determinar los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionaron, realiza una resta muy sencilla. A los gramos de R.E. problema (60 g) restale los gramos de R.E. que Sí reaccionaron (58.30). Mg(OH)2= 60 g – 58.30 g= 1.7 g 116.63g 40.01 g
  21. 21. Rendimiento de reacción La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina el Rendimiento teórico. El Rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. El Rendimiento real, es la cantidad de producto que se obtiene en una reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Porcentaje de rendimiento
  22. 22. Porcentaje de rendimiento El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico. Se calcula como sigue: % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100 Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento para sintetizar la mayor cantidad del compuesto deseado.
  23. 23. Porcentaje de rendimiento El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido entre 950ºC y 1150ºC: % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100 TiCl4(g) + 2Mg(l)  Ti(s) + 2MgCl2(l) En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54x107 g de TiCl4 con 1.13x107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos. b) calcule el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtienen 7.91x106 g de Ti:
  24. 24. Porcentaje de rendimiento TiCl4(g) + 2Mg(l)  Ti(s) + 2MgCl2(l) La mejor estrategia que puedes tener es plantear el problema, es decir, lo que tienes y lo que te falta: 189.67g 48.61 g 3.54x107 g 1.13x107g 47.9 g X Primero vamos a encontrar quién es tu reactivo limitante (aquel que menos producto te dé). De esta forma sabrás tu Rendimiento Teórico. 2Mg= 11.13x106 g de TiTiCl4= 8.93x106 g de Ti Reactivo Limitante. Rendimiento Teórico.
  25. 25. Porcentaje de rendimiento Con este dato ya podrás sustituir en la fórmula de porcentaje de rendimiento el rendimiento teórico y complementarlo con el rendimiento real que ya te da el problema. % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100 % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 7.91𝑥106 𝑔 8.93𝑥106 𝑔 𝑥 100 % de rendimiento= 88.57 de Ti
  26. 26. Multiejercicio (RL, Rt, Rp) La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2. Si en realidad obtuvimos 850.15 g de Urea. a) Balancea la reacción b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso. c) Calcule la masa de Urea que se formará. d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron f) Calcule el rendimiento teórico de la Urea. g) Calcule el rendimiento porcentual 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l) 34.06 g 44 g X637.2 g 1142 g 60.05 g
  27. 27. Multiejercicio (RL, Rt, Rp) NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea Reactivo Limitante. Reactivo en Exceso b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso. c) Calcule la masa de Urea que se formará. Urea= 1123.42 g Ya que es lo máximo de producto que se puede lograr con las cantidades dadas. d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron 2NH3(g) + CO2(g)  (NH2)2CO(ac) + H2O(l) 34.06 g 44 g 637.2 g X X = 823.15 g de dióxido de carbono que SÍ reaccionaron
  28. 28. Multiejercicio (RL, Rt, Rp) e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron. 1142 g CO2 RE problema 823.15 g CO2 RE que Sí reaccionaron 318.85 g de CO2 que NO REACCIONARON Restas simplemente los gramos de reactivo problema del R. en exceso problema menos los gramos de R. en Exceso que SÍ reaccionaron. f) Calcula el rendimiento teórico de la Urea. Urea= 1123.42 g Es la cantidad de producto que te da el reactivo limitante.
  29. 29. Multiejercicio (RL, Rt, Rp) g) Calcule el rendimiento porcentual. % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑥 100 % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 850.15𝑔 1,123.42𝑔 𝑥 100 % 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 75.67% de Urea

×