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o

CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN REACCIONES QUÍMICAS

U

ni

ve

rs id

ad

LICENCIATURA EN QUÍMICA QUÍMICA GENERAL I

Dr. Francisco J. Zuno Cruz

A D Lice utó r. Fr ncia nom an tu a cis ra de co en l E J. Q sta Zu uí do no mic d Cr a e H id uz a

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ESTEQUIOMETRÍA

Es la rama de la química que trata

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ad

de las relaciones cuantitativas de U

ni

ve

reactivos y productos (elementos y compuestos) en una reacción química.

Ecuación Química CH4 + 2 O2

o

para dar

lg

Metano reacciona con oxígeno

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Nivel básico

CO2 + 2 H2O dióxido de carbono y

agua

1 molécula de 2 moléculas de Nivel 1 molécula de reacciona 2 moléculas de para metano con oxígeno dar dióxido de carbono y agua atómico para 1 mol de 2 moles de molecular 1 mol de reacciona 2 moles de metano

con

oxígeno

U

ni

ve

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ad

Pesos 16.04 g reacciona con 2(32.00) g Molares 80.04 g

LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA

dar

dióxido de carbono y

para dar

dan

44.00 g

y

agua

2(18.02) g

80.04 g

La materia no se crea ni se destruye simplemente se transforma

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Relaciones de Masa en Reacciones Químicas Una ecuación química da información cuantitativa de la reacción en estudio.



Pesando los reactivos y productos, se puede determinar las masas relativas de los átomos involucrados: U

ni

ve

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ad



2 H2O(l)



2 H2(g)

+

O2(g)

36.0304 g

4.0316 g

31.9988 g

(2)18.0152 g

(2)2.0158 g

(1)31.9988 g

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Composición Porcentual de un Compuesto

U

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Composición (n) (masa molar del elemento) X 100% porcentual de % = masa molar del compuesto un elemento

n = número de moles del elemento en un mol del compuesto

Ejemplo 1: H2O

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Composición Porcentual de un Compuesto

%H=

Masas molares 18.0152 g H2O 1.0079 g H 15.9994 g O

18.0152 g (1) (15.9994 g) 18.0152 g

X 100%

= 11.19% H

X 100%

= 88.81% O 100.00 %

U

Ejemplo 2: H2SO4

ni

ve

rs id

ad

%O=

(2) (1.0079 g)

Masas molares 98.0794 g H2SO4 32.066 g S

%H=

(2) (1.0079 g)

X 100%

=

2.06 % H

X 100%

= 32.69 % S

X 100%

= 65.25 % O

98.0794 g %S=

%O=

(1) (32.066 g) 98.0794 g (4) (15.9994 g) 98.0794 g

100.00 %

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Composición Porcentual de un Compuesto

Ejemplo 3: si se tienen 12.583 g H2O, que cantidad de esta muestra es oxígeno? 11.19% H

ad

X = (12.583 g) (0.8881) = 11.175 g

ni

U

Masas molares 18.0152 g H2O 1.0079 g H 15.9994 g O

ve

rs id

88.81% O

12.583 g X

__

18.0152 g H2O 12.583 g H2O

__

__

__

100 % 88.81 % 15.9994 g O X

Cálculos Basados en Ecuaciones Químicas A D Lice utó r. Fr ncia nom an tu a cis ra de co en l E J. Q sta Zu uí do no mic d Cr a e H id uz a

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o

Los problemas estequiométricos se resuelven en base a los coeficientes de una ecuación química. (número de moles)

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ad

Hay dos tipos fundamentales de cálculos químicos estequiométricos U

ni

ve

1. Determinar el peso de un producto formado a partir de un cierto peso de un reactivo o viceversa. 2. Determinar el peso de un reactivo necesario para combinarse con un cierto peso de otro reactivo

Cálculos Basados en Ecuaciones Químicas Para la resolución de los problemas o

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

ve



Reactivos ni



Se escriben las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y se balancea la ecuación Se convierten las cantidades de las sustancias conocidas a moles Se utilizan los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas Utilizando los moles calculados y las masas molares o peso moleculares se convierten a gramos o a la unidad requerida.

Productos

U



A + B gramos A Masa molar A

C + D

moles A

moles C

Coeficientes Estequiométricos de A y C

Masa molar C

gramos C

EJEMPLO 1 El cloro puede prepararse por la reacción

MnCl2 + Cl2 + H2O A D Lice utó r. Fr ncia nom an tu a cis ra de co en l E J. Q sta Zu uí do no mic d Cr a e H id uz a

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MnO2 + HCl

a) ¿Cuántos gramos de HCl se requieren para reaccionar con 25.0 g de MnO2? b) ¿Cuántos gramos de Cl2 se producen en la reacción?

a)

4 HCl ni

ve

+

+

Cl2 + 2 H2O

g = 42.0 g HCl

25.0 g

(1) 86.9 g/mol

MnCl2

U

MnO2

rs id

ad

Respuesta Balancear la ecuación.

(4) 36.5 g/mol

25.0 g MnO2

1 mol MnO2 86.9 g MnO2

4 moles HCl 1 mol MnO2

36.5 g HCl 1 mol HCl

= 42.0 g HCl

MnO2 + 4 HCl

g =?

25.0 g

1 mol Cl2 1 mol MnO2

71.0 g Cl2 1 mol Cl2

= 20.5 g Cl2

o

1 mol MnO2 86.9 g MnO2

lg

25.0 g MnO2

EJEMPLO 2

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b)

MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

La cantidad de monóxido de carbono en una muestra de un gas puede determinarse por la reacción:

I2O5 + CO

I2 + CO2

rs id

ad

Si la muestra de gas libera 0.192 g de I2, ¿cuantos gramos de CO se encontraban presentes en la muestra?

U

ni

ve

Respuesta Balancear la ecuación. I2O5 + 5 CO

I2 + 5 CO2

g=? 0.192 g I2

1 mol I2 253.81 g I2

0.192 g

5 moles CO 1 mol I2

27.999 g CO 1 mol CO

= 0.106 g CO

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Reactivo Limitante y Rendimiento de Reacción.

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Reactivo limitante: Reactivo que de acuerdo con la estequiometría de una reacción dada, se suministra en la cantidad estequiométrica más pequeña y por lo tanto limita la cantidad de producto obtenido. Reactivo que se consume primero en una reacción

U

ni

ve

rs id

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 en exceso : Reactivo suministrado en la cantidad estequiométrica más grande

A + B

AB + B

Reactivo limitante (A)

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Reactivo en exceso (B)

Para resolver problemas basados en R. L., primero hay que determinar cuál de los reactivos es el limitante, siguiendo estos pasos: 1. Pasar los datos de reactivos a moles

U

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2. Dividir cada uno de ellos por el coeficiente de la reacción. El número más pequeño nos indica cuál es el reactivo limitante Una vez determinado el reactivo limitante, usamos éste para resolver el problema desechando el dato correspondiente al otro reactivo (reactivo en exceso)

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Reactivo Limitante y Rendimiento de Reacción.

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El rendimiento teórico de la reacción es: la cantidad de producto que se obtiene si reacciona todo el reactivo limitante. El rendimiento real es: la cantidad de producto que se obtiene realmente en una reacción. U

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Rendimiento real < Rendimiento teórico El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico:

EJEMPLO

Respuesta

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a) ¿Cuántos gramos de N2F4 pueden preparase teóricamente a partir de 4.0 g de NH3 y 14.0 g de F2? La ecuación química para la reacción es: NH3 + F2 N2F4 + HF Balancear la ecuación.

2 NH3 + 5 F2 4.0 g 14.0 g

N2F4 + 6 HF g=?

ni

ve

rs id

ad

Primero se necesita saber si las cantidades de reactivos presentes son estequiométricamente equivalentes o no, para determinar lo anterior se comparan los moles suministrados de cada uno de los reactivos con las relaciones estequiométricas de la reacción

1 mol NH3 17.00 g NH3

14.0 g F2

1 mol F2 37.98 g F2

U

4.0 g NH3

= 0.235 moles NH3

= 0.369 moles F2

0.074 < 0.118

2 moles de NH3

= 0.118

5 moles de F2 = 0.074 Reactivo limitante: F2

El calculo se realiza en base a la cantidad de F2 suministrada: 1 mol F2 37.98 g F2

= 0.369 moles F2

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14.0 g F2

1 mol N2F4 5 moles F2

0.369 moles F2

103.96 g N2F4 1 mol N2F4

= 7.67 g N2F4

U

ni

ve

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b) Si se obtuvieron 4.80 g de N2F4 en la reacción cual es el porcentaje de rendimiento (% R)

% RN F 2

R. Exp. N2F4 = 4 R. Teo. N2F4

X 100 =

4.80 g N2F4 7.67 g N2F4

X 100 = 62.7 %