Estequiometria (1)

La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Reacción química : proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas .

El Mol Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 10 23 Se abrevia como 6.02 x 10 23 , y se conoce como número de Avogadro . Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

C 4 H 10 + O 2  H 2 O + CO 2 reactantes productos Ecuación balanceada 2 C 4 H 10 + 13 O 2  10 H 2 O + 8 CO 2 Coeficientes estequiométricos

Plan general para cálculos estequiométricos

2 Al(s) + 3 Br 2 (liq) ------> Al 2 Br 6 (s) REACTIVO LIMITANTE

REACTIVO LIMITANTE Al reactivo que se ha consumido en su totalidad en una reacción química se le denomina reactivo limitante , ya que limita la cantidad de producto formado .

REACTIVO LIMITANTE HCl + Na OH -> NaCl + H 2 O 1 mol 1 mol 36,5 gr 40 gr. Pero qué sucede si se coloca a reaccionar 50 gr de HCl con 40 gr de NaOH. HCl se encuentra en EXCESO . ( 13.5g) NaOH es el REACTIVO LIMITANTE .

Rendimiento de una reacción La cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante se denomina el rendimiento teórico de la reacción. La cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción es el rendimiento real . Rendimiento real < Rendimiento teórico

El rendimiento porcentual o porcentaje de rendimiento describe la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico: % de rendimiento = Rendimiento real x 100 Rendimiento teórico

Tipos de solidos Sólido atómico sólido iónico sólido molecular

Fórmula.- Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas. Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene. Los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros. Fórmula molecular .- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica

Ejemplo 1 Determine la fórmula empírica sabiendo que el análisis elemental de una muestra de un sulfuro de hierro indica que los porcentajes de cada elemento son: Fe : 53.73% S : 46.27% Base de cálculo : 100g

Fórmula Fe 2 S 3 Peso atómico Fe = 55.85 g Peso atómico S = 32.06 g 3.02 2 1.458/0.9620=1.516 1.458 46.27 S 0.9620/0.9620 =1 0.9620 53.73 Fe Relación moles Masa g

Ejemplo 2 Se determinaron los porcentajes de C,H,O contenidos en la vitamina C, quemando una muestra que pesa 2mg; los pesos de CO 2 y H 2 O formados son : CO 2 = 3mg H 2 O = 0.816mg

Masa de C contenido en CO 2 , formado Peso atómico C= 12 Peso molecular CO 2 = 44 44 g CO2 -> 12 g C 0.003g -> x x = 8.18x -4 g C Masa de H contenido en H 2 O , formada Peso atómico H = 1 Peso molecular H 2 O= 18 18g H 2 O -> 2g H 0.816x10 -3 g -> x x= 9.066x10 -5 g

% de C y de H en la muestra % de C = masa C x 100 = 8.18x10 -4 = 40.9 masa muestra 2x10 -3 % de H = masa H x 100 = 9.066x10 -5 = 4.53 masa muestra 2x10 -3 % de O = 100 – (40.9+4.53) = 54.5

Ejemplo 3 Calcule la fórmula empírica de la vitamina C % C = 40.9 ; % H = 4.53 % O = 54.5 Base de cálculo 100 Fórmula empírica C 3 H 4 O 3 3 1 3.41 54.5 O 3.96 1.32 4.53 4.53 H 3 1 3.41 40.9 C Amplificamos Por 3 moles Masa/g

Calcule la fórmula molecular de la vitamina C sabiendo que el peso molecular es de 180. Peso según fórmula empírica: C 3 H 4 O 3 = 3(12)+4(1)+3(16)= 88 Relación pesos 180 ~ 2 88 Fórmula molecular C 6 H 8 O 6

Masa atómica .- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica. Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos. Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia. Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica. Masa fórmula .- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia. Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.

SUSTANCIAS CON IMPUREZAS Si tenemos como reactivo 40 gramos de un HCl de 46 % de pureza, en realidad solo hay 8,4 gr de HCl para reaccionar. Si tenemos medio litro de solución 0,6 Normal de HNO3, en realidad solo se dispone de 18,9 gr de HNO3 para reaccionar. En muchas reacciones intervienen como reactivos, y también son productos, sustancias en el estado gaseoso. El número de moles de una masa gaseosa se puede conocer con PV = nRT

EJEMPLO Se coloca en un reactor 60 gramos de HNO 3 del 85 % de pureza para que reaccionen con 75 g de Mg(OH) 2 del 95 % de pureza. Se sabe que la reacción procede con un rendimiento porcentual del 88 %. La reacción igualada es : 2 HNO 3 + Mg (OH) 2 -> Mg ( NO 3 ) 2 + 2 H 2 O ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuál es la cantidad de productos formados ?

1) 2 HNO 3 + Mg (OH) 2 -> Mg ( NO 3 ) 2 + 2 H 2 O Datos 60 gr al 85 % 75 gr al 95% % R = 88 % gr. Reactantes puros (g) 60 x 0,85 75 x 0,95 51 gr 71,25 gr Reactantes (moles) 51 /63 71,25 / 58 0,809 moles 1,228 moles Teoricamente: (2:1) 0,809 moles 0,4045 moles -> 0,4045 moles 0,809 moles Reactivo limitante HNO3 Reactivo en exceso de Mg (OH) 2

2 HNO 3 + Mg (OH) 2 -> Mg ( NO 3 ) 2 + 2 H 2 O teóricos 0,809 moles 0,4045 moles 0,4045 moles 0,809 moles Considerando el rendimiento de 88%: Experimentales 0,7119 moles 0,3559 moles 0,3559 moles 0,7119 moles 0,3559 x 148 0,7119 x 18 52,67 gr. 12,8 gr.

EQUIVALENTE-GRAMO Número de gramos de un elemento que corresponde a la ganancia o pérdida de n electrones, cuando entra en combinación química con otro elemento. Peso equivalente gramo= átomo –gramo número de oxidación 1eq-g = masa fórmula / carga

EJEMPLOS Equivalente –gramo del metal en : NaCl = 23.00 / 1 = 23.00 g CaCl 2 = 40.08 / 2 = 20.04 g Fe 2 O 3 = 55.85 / 3 = 18.62 g FeCl 2 = 55.85 / 2 = 27.93 g

Equivalente-gramo de ácidos, bases y sales Equivalente-gramo de un ácido, base o sal representa al número de gramos del compuesto que interviene en un cambio de electrones igual al número de Avogadro (6.02 ×1023 ) 1eq-g = masa fórmula / carga 342.1/6=57.02g 6 2Al 3+ + SO 4 2- Al 2 (SO 4 ) 3 212.3/3=70.77g 3 3K + + PO 4 3- K 3 PO 4 74.10/2=37.05g 2 Ca 2+ +2 OH - Ca(OH) 2 40.00/1=40.00g 1 Na + + OH - NaOH 98.0872= 49.04g 2 2H + + SO 4 2- H 2 SO 4 36.46/1 = 36.46g 1 H + + Cl - HCl Peso eq-g carga iones compuesto

Equivalente-gramo de oxidantes y reductores 1 equivalente –gramo = masa fórmula cambio en el número de oxidación Ejemplo. ¿Cuántos gramos hay en un equivalente-gramo del oxidante y del reductor en : HNO3 + H 2 S -> H2O + NO + S NO 3 - -> NO (+5 ->+2) ⇒ 1eq-g de HNO 3 = 63.02/ 3= 21.01g H 2 S -> S (-2 ->0) ⇒ 1eq-g de H 2 S = 34.09/ 2= 17.05g

Ejemplo Una base desconocida produce 0.030 moles de OH - por 0.78 g de base ¿ Cual es el peso equivalente de la base? Sabemos : Un equivalente de base produce 1mol de OH - 1eq base -> 1mol OH - 0.03eq base -> 0.030moles OH - 0.030 eq base = 0.78 g ⇒ 1equiv. Base = 0.780/ 0.03 = 26g.

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