Quimica diapositiva

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Quimica diapositiva

  1. 1. QUIMICA ESTEQUIOMETRÍA
  2. 2. <ul><li>La Estequiometría es una parte fundamental de la química que, mediante el estudio de las leyes ponderales, nos permite calcular la cantidad de cada una de las sustancias que se obtendrán en una reacción química. Este calculo es indispensable porque no es suficiente con saber cuales son los componentes de una sustancia o de un producto para poder producirlo. </li></ul>
  3. 3. Bases de la estequiometría <ul><li>Las leyes ponderales son la base fundamental de la estequiometría por medio de ellas podemos determinar los pesos y volúmenes de las sustancias que intervienen en una reacción química. Estas leyes son cuatro: </li></ul><ul><li>Ley de la conservación de la masa o ley de Lavoisier. </li></ul><ul><li>Ley de las proporciones constantes o ley de Proust. </li></ul><ul><li>Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton. </li></ul><ul><li>Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes o ley de Richter Wenzel. </li></ul>
  4. 4. Ley de la conservación de la masa <ul><li>Esta ley fue establecida por Antoine Laurent Lavoisier(1743-1794), químico francés que se caracterizó por medir y sistematizar obsesivamente sus experimentos. Calentó diversos metales en recipientes cerrados y con una cantidad limitada de aire, así observó que una capa de la superficie del metal se calcinaba, y que el peso del metal, el aire y el recipiente era igual al peso del recipiente y el metal con la superficie calcinada. </li></ul><ul><li>Estos experimentos le permitieron establecer dos cosas importantes: Que en el aire existe un gas llamado oxígeno (formador de óxidos), y la ley de la conservación de la masa: En un sistema sometido a un cambio químico, la masa total de la sustancia que intervienen permanece constante. </li></ul>
  5. 5. <ul><li>En otras palabras: La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. </li></ul><ul><li>Ejemplo: El hidrogeno se combina con el oxígeno para formar agua. </li></ul><ul><li>2 H 2 O + O 2 2 H 2 o </li></ul><ul><li>reactivo producto </li></ul><ul><li>Los coeficientes anteriores no proporcionan la siguiente información: </li></ul><ul><li>*2 moléculas de hidrógeno + 1 molécula de oxígeno = 2 moléculas de agua </li></ul><ul><li>*2 moles de Hidrógeno + 1 mol de oxigeno = 2 moles de agua </li></ul><ul><li>*2 x 6.023x1023 moléculas + 1x 6.023x1023 moléculas = 2 x 6.023x1023 moléculas </li></ul>
  6. 6. unidades químicas <ul><li>Átomo-gramo . Se define como el peso atómico o masa atómica, expresada en gramos, de un elemento. </li></ul><ul><li>Ejemplo: un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 gramos y contiene 6.023x1023 átomos de sodio. Un átomo gramo de carbono pesa 12 gramos y contiene 6.023x1023 átomos de carbono . </li></ul><ul><li>Molécula-gramo . Se define como el peso molecular, expresado en gramos, de una sustancia (elemento o compuesto). </li></ul><ul><li>Ejemplos: </li></ul><ul><li>1 mol de monóxido de carbono (co) pesa 28 gramos y contiene 6.023x10 23 moléculas del mismo. Un mol de agua (H2O) pesa 18 gramos y contiene 6.023x1023 moléculas de la misma. </li></ul><ul><li>Mol . Se define como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 gramos de carbono 12. siendo así al usar el mol se deben especificar las entidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos específicos de tales partículas. </li></ul><ul><li>Volumen molecular gramo . Se define como el volumen que ocupa una mol de cualquier gas a cero grados centígrados y una atmósfera; o en otras palabras, un volumen que es igual a 22.4 litros. </li></ul><ul><li>Ejemplo: 1 mol de H 2 = 2 g = 6.023x1023 moléculas = 22.4 L. </li></ul>
  7. 7. Masas atómicas de los elementos <ul><li>Masas atómicas relativas. </li></ul><ul><li>La masa o el peso de la mayoría de los objetos se mide tomando como unidad el kilómetro. Así, las cantidades que resultan de esta medición son manejables, es decir, no son muy grandes ni muy pequeñas. John Dalton estableció en sus postulados que cada átomo tiene un peso o masa propia y distinta a la de otros átomos. Para determinar esa masa se escogió en forma relativa al átomo más ligero, que resultó ser el átomo de hidrogeno, y se le asignó el valor 1. Así si un elemento tiene una masa de 40, quiere decir que sus átomos tiene una masa 40 veces mayor que la del átomo de hidrogeno. A este concepto se le conoce apropiadamente como masas atómica relativa, aunque la manera usual se le llama peso atómico. </li></ul><ul><li>Actualmente por razones de precisión, para determinar las masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono 12 (el isótopo más abundante de carbono), al que se le asigna un valor exacto de 12. Esto quiere decir que la unidad corresponde a la doceava parte de la masa de dicho átomo. </li></ul>
  8. 8. <ul><li>Masa molecular </li></ul><ul><li>Las moléculas están formada por dos o más átomos, por esta razón, el peso de una molécula es la suma de los pesos de los átomos que la forman. A ese peso se le llama peso molecular o masa molecular, y se representa cuantas veces es mayor la masa de una molécula de un compuesto que la masa del átomo de hidrogeno. </li></ul><ul><li>La masa molecular se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que integran una molécula, Para ello es necesario tomar en cuenta la formula molecular, pues en ella se indica el numero de átomos que tienen los elementos que la constituyen. </li></ul><ul><li>Ejemplo: Calcular la masa molecular del siguiente compuesto. </li></ul><ul><li>Agua ( H2O) </li></ul><ul><li>elemento Nº de átomos masa atómica </li></ul><ul><li>H 2 x 1 = 2 </li></ul><ul><li>O 1 x 16 = 16 </li></ul><ul><li>masa molecular del H2O = 18 uma </li></ul>
  9. 9. <ul><li>Masa molar de los elementos </li></ul><ul><li>Los átomos de cualquier elemento son tan pequeños que, en la practica , resulta imposible medir sus masa atómica con una balanza. Por ello se usa el numero de Avogadro ( 6.023x1023), el cual nos permite determinar la equivalencia entre la masa en gramos y la masa atómica de un átomo. Así obtenemos un mol y por tanto, la masa de un mol o masa molar. Como esta masa es numéricamente igual a la masa atómica del elemento, pero expresada en gramos, es posible determinarla por medio de una balanza . </li></ul>elemento Masa atómica Nº de moles Masa molar sodio 23 uma 1 23 g Azufre 32 uma 1 32g hierro 56 uma 1 56g zinc 65 uma 1 65g
  10. 10. <ul><li>Masa de un mol de moléculas </li></ul><ul><li>La masa de un mol de moléculas se define como la masa molecular de esa medida expresada en gramos, equivalente a 6.023x10 23 moléculas. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>1 mol de cloruro de sodio (NaCl) pesa 58.5 g. </li></ul><ul><li>Na = 1 átomo x 23 = 23 g </li></ul><ul><li>Cl. = 1 átomo x 35.5= 35.5 g </li></ul><ul><li>1 mol = 58.5 g </li></ul><ul><li>1 mol de NaCl = 58.5 g = 6.023x10 23 moléculas de NaCl. </li></ul>
  11. 11. Volúmenes de combinación y moléculas ( ley de Avogadro) <ul><li>Ley de las combinaciones volumétricas( gay-lussac-Humboldt). </li></ul><ul><li>En cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ellas, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. </li></ul><ul><li>En 1805 Joseph Louis gay-lussac, en colaboración con Alexander von Humboldt, comprobó que al combinar dos volúmenes de hidrogeno con un volumen de oxigeno se forman dos volúmenes de agua. </li></ul><ul><li>2 volúmenes de hidrogeno + 1 volumen de oxigeno = 2 volúmenes de agua </li></ul><ul><li>2 H2 + 1 02 2 H2O </li></ul><ul><li>relación 2 : 1 : 2 </li></ul>
  12. 12. <ul><li>Ley de avogadro </li></ul><ul><li>Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo numero de moléculas. </li></ul><ul><li>Por lo que, si tenemos por separados 3 litros de oxigeno y 3 litros de hidrogeno, y los ponemos en las mismas condiciones de temperatura y presión, el numero de moles de cada muestra de gas debe ser igual. </li></ul><ul><li>De acuerdo con Dalton, la combinación de hidrogeno y oxigeno se representa gráficamente de la siguiente manera: </li></ul><ul><li>1 molécula de hidrogeno + 1 molécula de hidrogeno + 1 molécula de oxigeno 1 molécula de agua + 1 molécula de agua. </li></ul><ul><li>Con la ley de Avogadro esta contradicción se resolvió, ya que se pudo confirmar que los gases se combinan en relaciones de números enteros. Además, Avogadro especificó que las moléculas de los elementos gaseosos debían ser diatómicas (H2, O2, Cl2, etc..) </li></ul>
  13. 13. Reacciones químicas y estequiometría <ul><li>Las ecuaciones nos dan información cualitativas y cuantitativas. Cada símbolo y cada formula en una ecuación representan una cantidad específica de los elementos y compuestos. </li></ul><ul><li>Las relaciones de masa entre los reactivos y los productos de una reacción química son de gran interés para los científicos, pues nos permiten determinar qué cantidad de reactivo se necesita combinar, y qué cantidad de producto se formará a partir de esos reactivos. Es decir, con el estudio de las relaciones de masa podemos saber qué cantidad de producto se formará con una cantidad específica de reactivo. </li></ul>
  14. 14. <ul><li>Relación masa a masa </li></ul><ul><li>Los coeficientes de una ecuación balanceada nos dan las cantidades relativas ( en moles) de los reactivos y de los productos. Los cálculos que se realizan para buscar las masas de las sustancias que toman parte en una reacción se llaman problemas de masa a masa. </li></ul><ul><li>Por ejemplo: </li></ul><ul><li>Calcular los gramos de cloruro de plata (AgCl) que se obtienen a partir de 25 g de nitrato de plata (AgNO3) con la siguiente ecuación. </li></ul><ul><li>AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 </li></ul><ul><li>paso 1: Balancear la ecuación química. </li></ul><ul><li>En este caso la ecuación ya esta balanceada. </li></ul><ul><li>Paso 2. Calcular la masa molecular de la sustancias participantes en el problema: </li></ul><ul><li>-Ag: 1 x 108 = 108 -Ag: 1 x 108 = 108 </li></ul><ul><li>AgNO3 -N: 1 x 14 = 14 AgCl -Cl. : 1 x 35.5 = 35,5 </li></ul><ul><li>-O: 3 x 16 = 48 MM = 143.5 g/mol </li></ul><ul><li>MM = 170 g/mol </li></ul>
  15. 15. <ul><li>Paso 3. Establecer entre qué sustancias se está verificando el problema. </li></ul><ul><li>En este caso es entre el cloruro de plata y el nitrato de plata. </li></ul><ul><li>170 g/mol 143.5 g/mol </li></ul><ul><li>AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 </li></ul><ul><li>25 g ? </li></ul><ul><li>Paso 4. </li></ul><ul><li>Se realiza el calculo sencillo de acuerdo con lo planteado en este caso: </li></ul><ul><li>170 143.5 </li></ul><ul><li>25 x </li></ul><ul><li>25 g x 143.5 g/mol </li></ul><ul><li>X = = 21.10 g AgCl </li></ul><ul><li>170 g/mol </li></ul>
  16. 16. <ul><li>Relación de mol a mol </li></ul><ul><li>Conocido el numero de moles de una especie, hallar el numero de moles correspondientes a otras especies. </li></ul><ul><li>Ejemplo: cuántos moles de hidrogeno se combinan con 0.276 moles de oxigeno mediante la reacción: </li></ul><ul><li>2 H2 + O2 2 H2O </li></ul><ul><li>? (moles) 0.276 moles </li></ul><ul><li>Solución: </li></ul><ul><li>2 moles de H2 1 mol de O2 </li></ul><ul><li>X moles de H2 0.276 moles de O2 </li></ul><ul><li>X = 2 x 0.276 = 0.552 moles H2 </li></ul><ul><li>1 </li></ul>
  17. 17. <ul><li>Relación masa a mol </li></ul><ul><li>Dada la mas de una especie determinar el numero de moles correspondiente de otras especies. Ejemplo: </li></ul><ul><li>Cuántos moles de Hidrogeno se combinan con 16 g de Oxígeno mediante la reacción: </li></ul><ul><li>2 H2 + O2 2 H20 </li></ul><ul><li>? (moles) 16 g </li></ul><ul><li>Solución: convertimos los gramos de oxigeno a moles: </li></ul><ul><li>moles de oxigeno = 16 g / 32 g/mol = 0.5 mol. </li></ul><ul><li>Por tanto: </li></ul><ul><li>2 moles de H2 1 mol de O2 </li></ul><ul><li>? Moles de H2 0.5 moles de o2 </li></ul><ul><li>X = 2 x .276 / 1 = 0.552 moles H2 </li></ul>
  18. 18. <ul><li>Relación volumen a volumen </li></ul><ul><li>Conocido el volumen de una especie gaseosa en condiciones determinada, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>Mediante la siguiente reacción, ¿cuántos litros de oxigeno, en condiciones normales de temperatura y presión, se combinarán con 30 litros de Hidrogeno que están en las misma condiciones? </li></ul><ul><li>2 H2 + O2 2 H2O </li></ul><ul><li>30 L X H2 X 1 L O2 / 2 L H2 = 15 L de O2 </li></ul>
  19. 19. <ul><li>Relación masa a volumen </li></ul><ul><li>Dada la mas de una especie, hallar el volumen de otras especies gaseosas en condiciones especificas. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>Cuántos litros de Oxigeno se necesitan par combinarse con 8.08 g de hidrogeno a 25 °C y 780mmHg en la reacción: </li></ul><ul><li>2H2 + O2 2H2O </li></ul><ul><li>Para resolver este problema se recomienda efectuar las siguientes reacciones: </li></ul><ul><li>g H2 moles H2 moles O2 Litros O2 TPN </li></ul><ul><li>Litros O2 </li></ul>
  20. 20. <ul><li>8.08 g x 1 mol H2 x 1 mol O2 x 22.4 L x 298 K x 760mmHg =47.6 L </li></ul><ul><li>2.02 g 2 moles H2 1 Mol O2 273 k 780mmHg </li></ul>
  21. 21. <ul><li>Relación mol a volumen </li></ul><ul><li>Conocido el numero de moles de una especie gaseosa en condiciones definidas, encontrar el volumen de otras especies gaseosas que se encuentren en las mismas condiciones. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>En la reacción: 2H2 + O2 2 H2O, 5 moles de hidrogeno gas a TPN, ¿qué volumen de litros de agua en estado gaseoso se producirán en las mismas condiciones de temperatura y presión? </li></ul><ul><li>En la reacción anterior: 2 moles de H2 producen 2 moles de H2O, por tanto 5 moles de H2 producirán 5 moles de H2O. </li></ul><ul><li>5 moles H2 x 22.4 L H2 x 1 mol H2O = 5 moles H2O </li></ul><ul><li>1 mol H2 22.4 L H2O </li></ul><ul><li>5 moles H2O x 22.4 L = 112.0 L H2O </li></ul><ul><li>1 mol H2O </li></ul>
  22. 22. Composición porcentual y su relación con las formulas mínima y molecular. <ul><li>Ley de las proporciones constantes o ley de Proust. </li></ul><ul><li>Esta ley se le atribuye a Joseph Proust quien realizó numerosos análisis para demostrar la composición constante de las constantes químicas. En 1799, por ejemplo analizó muestras de carbonato de cobre proveniente de diversas fuentes naturales y de la síntesis de laboratorio, y encontró que todas ellas tenían la misma composición. Como observó que esto sucedía con otras sustancias, Proust expresó sus conclusiones más o menos de la siguiente manera: Cuando dos o más elementos se combina para formar un compuesto, lo hacen siempre en la misma razón de masas. </li></ul>
  23. 23. <ul><li>Esta ley indica que la constitución de un compuesto es siempre la misma y que, por tanto, el porcentaje o proporción en la que interviene los diferentes elementos es Constante y característica de la sustancia analizada. Así, por ejemplo, en la formula del agua siempre se combinan 2 g de Hidrogeno con 16 g de oxigeno para obtener 18 g de agua o también: </li></ul><ul><li>% de Hidrogeno = 2 g de Hidrogeno x 100 = 11.11 % </li></ul><ul><li>18 g de agua </li></ul><ul><li>% de oxigeno = 16 g de Oxigeno x 100 = 88.89 % </li></ul><ul><li>18 g de agua </li></ul><ul><li>11.11 % de Hidrogeno + 88.89 % de Oxigeno = 100% de agua. </li></ul>
  24. 24. <ul><li>Fórmula mínima </li></ul><ul><li>También se le denomina formula empírica y se define como la más simple relación posible que existe entre los elementos o átomos que forman un determinado compuesto o molécula. </li></ul><ul><li>Como para la determinación experimental de las formulas químicas es necesario contar con el análisis porcentual de las sustancias y con el valor de su peso molecular. Se sugiere el siguiente procedimiento para establecer la fórmula mínima.: </li></ul><ul><li>Paso 1. Se determina los átomos gramo de cada elemento presente: </li></ul><ul><li>Átomo gramo de A = % de A </li></ul><ul><li>peso atómico de A </li></ul><ul><li>Átomo gramo de B = % de B </li></ul><ul><li>peso atómico de B </li></ul><ul><li>Átomo gramo de C = % de C </li></ul><ul><li>peso atómico de C </li></ul>
  25. 25. <ul><li>Paso 2. De los cocientes obtenidos se toma el más pequeño como el común denominador. </li></ul><ul><li>Paso 3. Si el resultado de la operación efectuada es fraccionario, este se aproximará al numero inmediato superior cuando la fracción sea mayor a 0.5, o al inmediatamente inferior cuando sea menor a 0.5. Si algunos de los números contiene una fracción igual a 0.5, todos los números se multiplicarán por 2. Posteriormente se procederá a aproximar. </li></ul><ul><li>Paso 4. Los números así obtenidos serán los subíndices de cada elemento en la formula buscada o formula mínima. </li></ul>
  26. 26. Ejemplo: Determina la formula mínima entre 0.72 g de magnesio (peso atómico = 24) y 0.28 g de Nitrógeno ( peso atómico = 14). elemento Peso atómico Peso (g) Peso/peso atómico relación subíndices Mg 24 0.72 0.72/24= 0.03 0.03/0.02= 1.5 1.5 x 2 =3 N 14 0.28 0.28/14=0.02 0.02/0.02=1 1x2=2
  27. 27. <ul><li>Formula molecular o formula verdadera. </li></ul><ul><li>Es la relación que existe entre los átomos de los elementos de una molécula real o verdadera. Para su determinación es necesario contar con el análisis porcentual de la sustancia y con el peso molecular de la misma. </li></ul><ul><li>El procedimiento para obtener esta formula es la siguiente: </li></ul><ul><li>Paso 1. Se determina la formula mínima o empírica. </li></ul><ul><li>Paso 2. Se determina el peso formula de la formula mínima. </li></ul><ul><li>Paso 3. Se encuentra la relación del peso molecular respecto al peso formula. </li></ul><ul><li>Paso 4. El resultado de la relación obtenida en el paso anterior, será el numero de formulas mínima de la molécula; es decir, la formula mínima se multiplicará por dicho numero para encontrar así la formula molecular o verdadera. </li></ul>
  28. 28. <ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>El análisis de una sustancia pura, blanca y cristalina es C = 26.7%, H = 2.2% y O = 71.1%. Si su peso formula es de 90 g/mol, determina su formula molecular. </li></ul>elemento % Peso (g) Peso atómico Átomos-g relación Subíndice C 26.7 26.7 12 26.7/12=2.22 2.22/2.2=1 1 H 2.2 2.2 1 2.2/1=2.2 2.22/2.2=1 1 O 71.1 71.1 16 71.1/16=4.44 4.44/2.2=2 2
  29. 29. Hipótesis atómica de Dalton La ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton dice que: Cuando 2 o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos. John Dalton es considerado el padre del a teoría atómica moderna, pues sus postulados, aunque con errores, proporcionaron una base de trabajo a los químicos. No obstante que dicho postulados han sido modificados al pasar el tiempo, es importante enunciarlos:
  30. 30. a) Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, separadas. Indivisibles e indestructibles llamadas átomos. b) Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseen las mismas propiedades físicas y químicas, pero son diferentes de los átomos y otros elementos. Por ejemplo: los átomos de plata (Ag) son idénticos entre sí, por tanto, tienen las mismas propiedades pero si se comparan con los átomos de sodio (Na), difieren de estos en tamaño y propiedades. c) Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de 2 o más elementos diferentes. Por ejemplo: el agua (H2O) se obtiene de la unión de 2 átomos de Hidrogeno (H) con 1 de oxigeno (O). d) Los átomos, al combinarse y formar un compuesto se relacionan entre sí con números enteros pequeños. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2) la relación entre el azufre (S) y el oxigeno (O) es 1 a 2. e) Al combinarse 2 elementos para formar una serie de compuestos, lo hacen en una relación sencilla de números enteros. Por ejemplo, en el agua (H2O) y en el agua oxigenada (H2O2) la relación es 2 a 1 y de 2 a 2 respectivamente.
  31. 31. REACTIVO LIMITANTE. Cuando se desea obtener un compuesto en el laboratorio, la cantidad de producto resultante estará limitada por una de las sustancias que interviene en la reacción. A esa sustancia se le conoce como reactivo limitante. Para saber cuánto producto se obtendrá, hay que determinar cual de los reactivos se habrá consumido por completo cuando termine l a reacción. Así sabremos también cual reactivo estará en exceso y no se usará para formar el producto. En otras palabras, se debe determinar primero cual de las sustancia será el reactivo limitante en una reacción. Para ejemplificar lo anterior con una analogía, digamos que, para fabricar un automóvil, se necesitan una carrocería y cuatro ruedas, es decir: 1 carrocería + 4 ruedas 1 automóvil
  32. 32. <ul><li>Si tienen 25 carrocerías y 80 ruedas en la línea de montaje, ¿Cuántos automóviles podrán producirse? Usando el numero de carrocería como base para el calculo, la fabrica puede obtener 25 automóviles. Sin embargo, si se usa el numero de ruedas como base, la fabrica solo puede armar 20 vehículos. Siendo así, la compañía tiene 5 carrocerías (ya que 80/4 = 20) a las que no podrán poner ruedas y en consecuencia, el numero de automóviles que puede producirse se verá reducido a 20. En este caso, el reactivo limitante fueron las ruedas, y las carrocerías son el reactivo que se tiene en exceso. </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>En la reacción del hidróxido de magnesio [ Mg(OH)2] con el acido clorhídrico (HCl) se producen cloruro de magnesio (MgCl2) y agua (H2O). Si utilizamos 250 g de hidróxido de magnesio [ Mg(OH)2] y 150 g de acido clorhídrico (HCl), ¿cuánto cloruro de magnesio (MgCl2) se produce y cuanta agua se forman? </li></ul>
  33. 33. <ul><li>Paso 1: Se escribe la ecuación química y se balancea: </li></ul><ul><li>Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O </li></ul><ul><li>Paso 2. Se escribe las cantidades de sustancias utilizadas y se plantean las incógnitas o sustancias por calcular estequiométricamente: </li></ul><ul><li>58g/mol 2(35.5)g/mol </li></ul><ul><li>Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O </li></ul><ul><li>250g 150g ?g ?g </li></ul><ul><li>Paso 3. Se determina el numero de moles de cada una de las sustancias iniciales, dividiendo la masa entre el peso molecular: </li></ul><ul><li>moles de Mg(OH)2 = 250g Mg(OH)2 x 1 mol Mg(OH)2 = 4.31 moles de </li></ul><ul><li>58g Mg(OH)2 Mg(OH)2 </li></ul><ul><li>Moles de HCl = 150 g HCl x 1 mol HCl = 4.10 moles de HCl </li></ul><ul><li>36.5g HCl </li></ul><ul><li>De los reactivos Mg(OH)2 y HCl, al calcular el numero de moles, resultó menor el de HCl, por lo que éste ya se utilizó completamente, por lo tanto, es el reactivo limitante a esta reacción. </li></ul>
  34. 34. <ul><li>Rendimiento de una reacción. </li></ul><ul><li>De acuerdo con lo anterior, la cantidad de producto que se forman en una reacción química está determinada por el reactivo limitante, que se consume por completo. </li></ul><ul><li>Cuando se produce una reacción en la que se forman cantidades máximas de productos, se dice que reacción tiene un rendimiento de 100 por ciento. </li></ul><ul><li>A la máxima cantidad posible de un producto formado en una reacción química se le denomina rendimiento teórico. Como la cantidad de producto que se forma suele ser menor a la que predice el rendimiento teórico, es necesario definir la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico. </li></ul><ul><li>Rendimiento de una reacción = rendimiento real x 100% </li></ul><ul><li>rendimiento teórico </li></ul><ul><li>Ejemplo: El nitrobenceno (C6H5NO2) se prepara mediante la siguiente reacción </li></ul><ul><li>C 6 H 6 + HNO 3 C 6 H 5 NO 2 + H 2 O </li></ul>
  35. 35. <ul><li>Si se utiliza una muestra de 98.6 g de benceno (C 6 H 6 ) y produzca 138.2g de nitrobenceno (C 6 H 5 NO 2 ), ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? </li></ul><ul><li>Paso 1. Se calculan los peso moleculares de las sustancias involucradas, el C 6 H 6 y el C 6 H 5 NO 2 : </li></ul><ul><li>M C6H6 = 78g/mol M C6H5NO2 = 123g/mol </li></ul><ul><li>Paso 2. Se calcula la cantidad teórica estequiométrica que se obtiene del producto nitrobenceno ( C 6 H 5 NO 2 ): </li></ul><ul><li>M C6H6 M C6H5NO2 </li></ul><ul><li>98.6g X </li></ul><ul><li>G de C 6 H 5 NO 2 = 98.6 g x 123g/mol = 155.48g de C 6 H 5 NO 2 al 100% </li></ul><ul><li>78g/mol </li></ul>
  36. 36. <ul><li>Paso 3. Se determina el rendimiento real de la reacción: </li></ul><ul><li>155.48 g C 6 H 5 NO 2 100% </li></ul><ul><li>138.2 g de C 6 H 5 NO 2 X </li></ul><ul><li>Por tanto: X= 138.2 g de C 6 H 5 NO 2 x 100% = 88.88 % (rendimiento de la </li></ul><ul><li>155.48 g C 6 H 5 NO 2 reacción) </li></ul><ul><li>Este rendimiento corresponde a la formula anterior mencionada </li></ul><ul><li>Rendimiento de una reacción = rendimiento real x 100% </li></ul><ul><li>rendimiento teórico </li></ul>
  37. 37. <ul><li>Contaminación del aire. </li></ul><ul><li>Los griegos no aceptaban la noción de vacío y por tanto no creían que el espacio que hay entre la Tierra y el cielo estuviera libre de sustancias. Como en las diferentes altitudes habitadas por el hombre había aire, parecía razonable suponer que también hubiera aire más arriba. Quizá este razonamiento llegó a Anaxímenes de Mileto a la conclusión, hacia el año 570 a.C. de que el aire era el elemento constituyente del universo, y que sea por eso también pensó que el aire se comprimía al acercarse al centro del planeta, formando así sustancias más densas como el agua y la Tierra. Ahora sabemos que una mezcla de varios elementos y compuestos conforman la atmósfera, esa capa de aire que rodea la Tierra. La palabra atmósfera proviene del griego Atmos, aire, y sfaira, esfera. </li></ul>
  38. 38. SEPARACION DE GASES EN UNA MEZCLA El aire no solo es una mezcla de gases que protege a los seres vivos, también es una fuente prácticamente inagotable de recursos naturales. Por eso el hombre a aprendido a separar sus componentes por medios químicos como la licuación, que consiste en comprimir el aire a una presión muy alta para convertirlo en liquido. Después, ese líquido se calienta y se enfría sucesivamente para obtener nitrógeno de alta pureza, oxigeno liquido y otras fracciones como el Neón, el Argón, Criptón, y el Xenón. El oxigeno liquido se envasa en recipientes de acero a presiones de 100 atmósferas o más.
  39. 39. ORIGEN DE LA CONTAMINACION DEL AIRE <ul><li>CONTAMINANTES PRIMARIOS Y SECUNDARIOS . </li></ul><ul><li>Los contaminantes de aire se clasifican en primarios y secundarios, según la fuente que los emite, o de origen natural o resultado de la actividad humana. </li></ul><ul><li>* Los contaminantes primarios: Son los productos químicos que la atmósfera recoge directamente de: </li></ul><ul><li>1) Los fenómenos naturales como tormentas de polvo o emisiones volcánicas. </li></ul><ul><li>2)Los que resultan de la actividad humana como la combustión de un vehiculo. </li></ul><ul><li>* Los contaminantes secundarios: son aquellos compuestos indeseables que se forman como resultado de las reacciones entre ellas mismas , o bien, como resultado de las reacciones entre los componentes básicos del aire como son: acido sulfúrico, acido nítrico, el ozono, entre otros mas. </li></ul>
  40. 40. <ul><li>Inversión térmica . </li></ul><ul><li>Es el resultado de las fluctuaciones climatológicas y de los vientos, las masas de aire se desplazan horizontalmente de una región en la que se estacionan hacia otras regiones de la atmósfera. Cuando este movimiento horizontal de las masas de aire no es obstaculizado, los contaminantes suspendidos en determinadas zonas de la atmósfera se dispersan con gran rapidez, pero cuando este movimiento es obstaculizado por las colinas y montañas los contaminantes permanecen en la masa de aire durante horas, días o semanas. </li></ul><ul><li>Durante el día el sol calienta el aire cercano a la superficie de la tierra, ese aire se expande y se eleva, arrastrando contaminantes. A su vez el aire frío de las áreas de alta presión, que es mas denso, se hunde hacia las áreas de baja presión originadas por la elevación del aire caliente. El aire tibio, por su parte, también sube hacia regiones mas elevadas de la atmósfera ; en este caso, el aire caliente se eleva verticalmente y dispersa los contaminantes a este fenómeno se le conoce como “inversión térmica”, esto evita que las macropartículas que son las que ocasionan el aspecto nebuloso y brumoso del aire contaminado, alcance un peligroso nivel de concentración cerca del suelo. </li></ul>

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