Estequiometria

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Estequiometria

  1. 1. 1 ESTEQUIOMETRÍA Profesor: Nibaldo Pastén Rivera 15-06-2010
  2. 2. Materia energía organización Conceptos fundamentales. – Materia. – Peso o masa. – Cambios químicos y cambios físicos
  3. 3. Composición de la materia
  4. 4. Pregunta ¿Cuál de las siguientes transformaciones corresponde a un cambio físico? I.- NaOH + HCl → NaCl + H2O II.- H2O(g) → H2O(l) III.- Fe → Fe+2 + 2 e- B A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III
  5. 5. Pregunta A
  6. 6. Técnicas para separar mezclas Filtración: A través de materiales porosos como el papel filtro, algodón o arena se puede separar un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el paso del líquido reteniendo el sólido.
  7. 7. Técnicas para separar mezclas Extracción. Se basa en las diferentes afinidades de los componentes de las mezclas en dos solventes distintos y no solubles entre sí.
  8. 8. Técnicas para separar mezclas Centrifugación. Es un proceso de separación que utiliza la acción de la fuerza centrífuga para promover la aceleración de partículas en una mezcla heterogénea de sólido-líquido. Dos fases claramente distintas se forman en el recipiente durante la centrifugación:
  9. 9. Técnicas para separar mezclas Destilación. Técnica utilizada para purificar un líquido o separar los líquidos de una mezcla líquida. Comprende dos etapas: transformación del líquido en vapor y condensación del vapor.
  10. 10. Pregunta Para lograr separar una mezcla heterogénea, cuando las partículas sólidas disueltas en el líquido tardan mucho tiempo en decantar, es posible utilizar: A) Electrólisis. B) Extracción. C) D) E) Descomposición Dilución Centrifugación E
  11. 11. La materia en números Conservación de la materia o de Lavoisier. En una reacción química la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. Cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en proporciones fijas. Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton. Si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los diferentes pesos de uno de ellos, que se combinan con el mismo peso del otro están en una razón de números enteros y pequeños.
  12. 12. El concepto de mol 12 A partir de 12g exactos de C-12 12 g = 6,022x1023 1,9927x10-23g/átomo NA = Constante de Avogadro 15-06-2010
  13. 13. 13 El concepto de mol Esta cantidad es: 23 6,02 x 10 602.000.000.000.000.000.000.000 602 mil trillones de átomos, moléculas, etc. En un mol 15-06-2010
  14. 14. 14 Masa Molar 15-06-2010
  15. 15. Masa Molar y número de 15 átomos 15-06-2010
  16. 16. 16 Masa Molar Ejemplo: Elemento Masa Atómica H = 1 C = 12 Cl = 35,5 Na = 23 15-06-2010
  17. 17. Pregunta ¿Cuántos moles de moléculas de anhídrido sulfúrico (SO3), equivalen a la masa de 4 moles de calcio? A) 8 moles. B) 6 moles. C) D) E) 0,5 moles. 2 moles. 6 moles. D
  18. 18. Masa Molar Completar la siguiente tabla. ----- ----- 2 2 x 6.02x1023
  19. 19. 19 Volumen molar. ¿Cuál es el volumen de un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura? 22.4 L. 15-06-2010
  20. 20. Volumen molar. 20 0,5 0,5 x 6,02x1023 1,5 3 1,5 x 6,02x1023 3 x 6,02x1023 15-06-2010
  21. 21. Preguntas En condiciones normales de presión y temperatura 1 g de hidrógeno gaseoso H2 ocupa un volumen de: A) 5,6 L B) 11,2 L B C) 22,4 L D) 44,8 L E) 67,2 L
  22. 22. Ejercicio 22 ¿Cuantos moles y cuantos átomos de hidrógeno hay en 100g de sustancia? Masa atómica del H = 1.008 g/mol 1.008g ------------------- 1 mol 100g ------------------ x mol 99.206 mol 1 mol ------------------ 6.02 × 1023 átomos 99.206 mol ----------- X átomos 5.972 × 1025 átomos 15-06-2010
  23. 23. Pregunta ¿Cuántas moléculas hay en 3 moles de CO2? A) 3 C B) 9 C) 3 x 6,02x1023 D) 9 x 6,02x1023 E) 30 x 6,02x1023
  24. 24. Pregunta E
  25. 25. Pregunta E
  26. 26. Peso Equivalente.(P.E) Masa de un elemento que se combina con 8 gramos de oxígeno o con 1 gramo de hidrógeno. Masa de un elemento que desplaza 11,2 litros de hidrógeno de una reacción en condiciones normales. Ejemplo. En una reacción de hierro y ácido clorhídrico, 5 g de Fe desplazaron 0.268 g. de hidrógeno. ¿Cuál es el PE del Hierro? 5g -------> 0.268 g H Xg -------> 1gH X g = 18.6 g/eq
  27. 27. Fórmula química Indica la relación de los átomos que se combinan o de los moles de átomos combinados. H2PO4
  28. 28. Fórmula Empírica (mínima) Indica la menor proporción, en números enteros de átomos de los elementos que forman una sustancia. Sustancia Fórmula Fórmula molecular mínima Agua oxigenada H2O2 HO Glucosa C6H12O6 CH2O Ácido Sulfúrico H2SO4 H2SO4 Sacarosa C12H22O11 C12H22O11
  29. 29. Calcular la fórmula mínima de un compuesto que presenta 43,4% de sodio, 11,3% de carbono y 45,3% de oxígeno (masas atómicas: Na=23; C=12; O=16). Datos División de % por División por el Fórmula masa atómica menor valor mínima obtenido 43,3% 43,4/23 = 1,88 1,88/0,94 = 2 Na 11,3% 11,3/12 = 0,94 0,94/094 = 1 Na2CO3 C 45,3% 45,3/16 = 2,82 2,82/0,94 = 3 O Proporción Proporción Proporción en masa en átomos en átomos
  30. 30. Pregunta A
  31. 31. 31 Ejercicios E 15-06-2010
  32. 32. 32 Preguntas D
  33. 33. Pregunta E
  34. 34. Pregunta 34 B
  35. 35. 35 Estequiometría DEFINICIÓN: Establece relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos de una reacción química. ¿Cómo conocer la información entregada por una ecuación química? Se deben seguir los siguientes pasos.
  36. 36. 1.- identificar las sustancias y coeficientes estequiométricos REACTANTES PRODUCTOS 36 CHCHOHl) 3 2 ( + 3O2 (g) → 2CO (g) + 3H2O(g) 2 1 3 2 3 Coeficientes estequiométricos Estado físico en que se encuentran las sustancias
  37. 37. 2.- equilibrar la ecuación química. 37 Mg3 N2 + 6 H2O 2NH3 + 3 Mg(OH)2 metal no metal hidrógeno 2x3=6 2x3=6 total = 12
  38. 38. 38 Ejercicio C
  39. 39. 3.- Reconocer 39 CH3CH2OH(l) + 3 O2 (g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) Cantidad de materia (mol) 1 3 2 3 •Masa (g) 46 96 88 54 •Volumen (L) ---- 67,2 44,8 ---- •Ley de conservación de la masa 142 142
  40. 40. Preguntas E
  41. 41. 41 Ejercicio E
  42. 42. Pregunta A
  43. 43. Reactivo limitante Suponga que tiene 20 laminas de jamón y 36 rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos sándwich como sea posible con una rebanada de jamón y dos rebanadas de pan por sándwich. Pan + Jamón → Sándwich 2 1 1 36 20 Reactivo limitante: pan Reactivo exceso: jamón
  44. 44. Ejemplo Para la reacción: ¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 8 moléculas de oxígeno? 2 H2 + O2 → 2 H2O La proporción de 2 : 1 Tenemos 10 : 8 Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
  45. 45. Pregunta B

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