ESTEQUIOMETRÍA IIESTEQUIOMETRÍA II

Colegio Andrés Bello

Chiguayante

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Chiguayante

Jorge Pacheco R.Profesor de Biología y Química

ESTEQUIOMETRÍA IIESTEQUIOMETRÍA II

APRENDIZAJES ESPERADOS:

• Aplican la información de una ecuación química.

• Identifican los factores que limitan la formación de un compuesto en una reacción química.

• Infieren el rendimiento real y teórico a partir de los datos estequiométricos de algunas reacciones químicas.

INFORMACIÓN CUANTITATIVAINFORMACIÓN CUANTITATIVA• De una ecuación química balanceada, se puede

obtener información como la que se presenta en el siguiente ejemplo:

2H2 + O2 2H2O

2 mol de H2 1 mol de O2 2 mol de H2O

2 x 6x10 23 moléculas de H2

6x10 23 moléculas de O2

2 x 6x10 23 moléculas de H2O

4 átomos de Hidrógeno 2 átomos de Oxígeno 4 átomos de Hidrógeno2 átomos de Oxígeno

4 g 32 g 36 g

INFORMACIÓN CUANTITATIVAINFORMACIÓN CUANTITATIVA

Balance de Ecuaciones

Vídeo Reacciones Químicas

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAA) REACCIÓN DE COMBINACIÓN:

• Tipo de reacción en las que se combinan dos reactivos, que pueden ser elementos o compuesto, para formar un solo producto, según la siguiente ecuación general:.

Ejemplo: Reacción del aluminio metálico con oxígeno para formar el óxido de aluminio.

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAB) REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN:

• En este tipo de reacción una sustancia se descompone o “rompe”, produciendo dos o más sustancias distintas, de acuerdo con el siguiente mecanismo general.

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAC) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE:

Tipo de reacción en donde un elemento reacciona con un compuesto para reemplazar uno de sus componentes, produciendo un elemento y un compuesto diferentes a los originales:

TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICATIPOS DE REACCIÓN QUÍMICAD) REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE:

• En este tipo de reacciones, dos compuestos intercambian sus elementos entre sí, produciendo dos compuestos distintos, de acuerdo al siguiente mecanismo general.

AB + CD AD + CB

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA• Para la siguiente ecuación química no balanceada

identifica: el Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

C3H8 + O2 CO2 + H2O435

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE

1 mol de C3H8

5 mol de O2

3 mol de CO2

4 mol de H2O

6,02x1023 moléculas de

C3H8

3,01x1024 moléculas de

O2

1,81x1024 moléculas de

CO2

2,41x1024 moléculas de

H2O

44 g 160 g 132 g 72 g

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA• Para la siguiente ecuación química debes balancearla,

si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

HCl + ZnS ZnCl2 + H2S2

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE

2 mol de HCl

1 mol de ZnS

1 mol de ZnCl2

1 mol de H2S

1,20x1024 moléculas de

HCl

6,02x1023 moléculas de

ZnS

6,02x1023 moléculas de

ZnCl2

6,02x1023 moléculas de

H2S

73 g 97 g 136 g 34 g

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA

Al + Br2 AlBr3 3

REACCIÓN DE COMBINACIÓN

2 mol de Al

3 mol de Br2

2 mol de AlBr3

1,20x1024 átomos de Al

1,81x1024 moléculas de

Br2

1,20x1024 moléculas de

AlBr3

54 g 480 g 534 g

22

• Para la siguiente ecuación química debes balancearla, si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA

Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE

1 mol de Fe

1 mol de CuSO4

1 mol de Cu

1 mol de FeSO4

6,02x1023 átomos de Fe

6,02x1023 moléculas de

CuSO4

6,02x1023 átomos de Cu

6,02x1023 moléculas de

FeSO4

56 g 159,5 g 63,5 g 152 g

• Para la siguiente ecuación química debes balancearla, si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

ACTIVIDAD: IDENTIFICAACTIVIDAD: IDENTIFICA

H2O2 H2O + O2

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN

2 mol de H2O2

2 mol de H2O

1 mol de O2

1,20x1024 moléculas de

H2O2

1,20x1024 moléculas de

H2O

6,02x1023 moléculas de

O2

68 g 36 g 32 g

22

• Para la siguiente ecuación química debes balancearla, si es necesario, y además identificar: El Tipo de Reacción, cantidad de mol (reactivos y productos), cantidad de moléculas (reactivos y productos) y masa en gramos.

ESTEQUIOMETRÍA, CÁLCULO APARTIR DE REACCIONES

QUÍMICAS

ESTEQUIOMETRÍAESTEQUIOMETRÍA• Determinar la cantidad de “materiales” que serán

empleados en la ejecución de una determinada tarea es un principio básico de eficiencia en toda profesión u oficio. Por ejemplo, un maestro albañil debe calcular la cantidad de arena, ripio y cemento necesaria para construir un piso o un muro, de lo contrario aumenta innecesariamente el costo del muro y tendrá que desperdiciar o botar lo que sobra.

• Esta misma situación se aplica a la química; los científicos en los laboratorios de investigación o en laboratorios con fines industriales deben determinar la cantidad de materiales que necesitan para elaborar un determinado producto y así proceder a ejecutar las reacciones químicas que sean necesarias.

RELACIÓN MOLARRELACIÓN MOLAR• La relación molar o método mol a mol, corresponde a la

relación entre la cantidad de moles entre dos de las especies que participan en la reacción. Por ejemplo, si observamos la reacción de combinación del agua se tiene:

EJEMPLO 1EJEMPLO 1

Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial.

EJEMPLO 1EJEMPLO 1Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial. A partir de la cual es posible calcular la cantidad de moles que se formarán de CO2.

Si: 1 mol de C6H12O6 =2 mol de C6H12O6

6 mol CO2 X mol CO2

X =6 mol CO2 x 2 mol de C6H12O6

1 mol de C6H12O6

X = 12 mol de CO2

EJEMPLO 1EJEMPLO 1

m = n x M

Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos. La Masa Molar del CO2 es 44 g/mol.

m = 12 mol x 44 g/mol

m = 528 g de CO2

Respuesta: Se obtendrán 528 g de CO2 al reaccionar 2 moles de glucosa (C6H12O6)

EJEMPLO 2EJEMPLO 2

Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial. La Masa Molar del N2O es 44 g/mol.

n =m

M

n =8,75 g

44 g/mol

n = 0,199 mol N2O

EJEMPLO 2EJEMPLO 2Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial.

Si: 10 mol de HNO3 =X mol de HNO3

1 mol N2O 0,199 mol N2O

X =10 mol de HNO3 x 0,199 mol de N2O

1 mol de N2O

X = 1,99 mol de HNO3

Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos. La Masa Molar del HNO3 es 63 g/mol.

EJEMPLO 2EJEMPLO 2

m = n x M

m = 1,99 mol x 63 g/mol

m = 125,37 g de HNO3

Respuesta: Son necesarios 125,37 g de HNO3

EJERCICIOSEJERCICIOS1. El metano se quema de acuerdo con la

siguiente ecuación (M.A. C= 12, H=1; O=16).

CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 8 g de CH4?

2. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9,27 g de nitrógeno? La ecuación que explica el proceso es (M.A. Mg= 24; N= 14).

Mg(s) + N2(g) Mg3N2

REACTIVO LIMITANTE

REACTIVO LIMITANTEREACTIVO LIMITANTE• En los procesos químicos existe un reactivo que limita

la cantidad de productos que se pueden obtener durante una reacción, denominado reactivo limitante.

CONCEPTOSCONCEPTOS

• Reactivo Limitante: Reactivo que se consume primero en una reacción química. La cantidad máxima de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo.

• Reactivo Excedente: Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

EJEMPLOEJEMPLOLa reacción entre el aluminio y el óxido de hierro (III) puede producir temperaturas cercana a los 3000°C, lo que se utiliza para soldar metales:

2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2FeEn un proceso se hicieron reaccionar 81 g de Al con 320 g de Fe2O3. Determinar el reactivo limitante y la cantidad en gramos de Al2O3 que se produce.

n Al =81 g

27 g/moln Al = 3 mol

n Fe2O3 =320 g

160 g/moln Fe2O3 = 2 mol

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 2 mol de Al=

3 mol de Al

1 mol Fe2O3 X mol Fe2O3

X = 1,5 mol de Fe2O3

Si: 1 mol de Fe2O3 =2 mol de Fe2O3

2 mol Al X mol Al

X = 4 mol de Al

Al : R.L.

Fe2O3 : R.E.

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 2 mol de Al=

3 mol de Al

1 mol Al2O3 X mol Al2O3

X = 1,5 mol de Al2O3

• La cantidad de Al2O3 se determina con la cantidad de reactivo limitantes presente. Así, que:

m = n x M m = 1,5 mol x 102 g/mol

m = 153 g de Al2O3

Respuesta: Se producen 153 g de Al2O3

EJERCICIOSEJERCICIOS1. Considerando la siguiente ecuación, ¿cuánto ácido

sulfúrico en gramos (H2SO4) se puede formar a partir de 5 mol de dióxido de azufre (SO2) y 2 mol de oxígeno (O2) (M.A. S= 32, H=1; O=16).

2 SO2(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2H2SO4(ac)

2. El proceso para la producción de amoniaco (NH3) se representa mediante la siguiente ecuación balanceada: N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g). (M.A. N= 14, H= 1).

A. ¿Cuántos g de NH3 (amoniaco) se pueden obtener a partir de 100 g de N2 y 100 g H2.

B. ¿Cuál el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?C. Determina la cantidad de g de reactivo en exceso que

queda al final de la reacción.

RENDIMIENTO DE LA REACCIÓNRENDIMIENTO DE LA REACCIÓN

• Rendimiento Teórico: Es la cantidad calculada de producto que se puede obtener a partir de una determinada cantidad dada de reactivo, de acuerdo con la ecuación química.

• Rendimiento Real: Es la cantidad de producto que efectivamente se obtiene en una reacción.

• Rendimiento Porcentual: Corresponde a la relación real entre el rendimiento teórico y el real.

EJEMPLOEJEMPLO• Se prepara bromuro de plata (AgBr) haciendo reaccionar

200 g de bromuro de magnesio (MgBr) con la cantidad adecuada de nitrato de plata (AgNO3). ¿Cuál será el rendimiento porcentual de la reacción si se obtienen 375 g de bromuro de plata?

MgBr2 + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2AgBr

PASO 1: Sabiendo que la masa molecular de MgBr2= 184,13 g/mol, se calcula la cantidad de sustancia (mol) a la que equivalen 200 g de MgBr2. n = 1,09 moles.

EJEMPLOEJEMPLO

Si: 1 mol de MgBr2 =1,09 mol de MgBr2

2 mol AgBr X mol AgBr

Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la sustancia inicial.

X = 2,18 mol de AgBr

Sabiendo que la masa molar del AgBr es 187,8 g/mol, se obtiene que su masa es:

m = n x M m = 2,18 mol x 187,8 g/mol

m = 409,4 g de AgBr

Paso 3: Para determinar el rendimiento de la reacción se compara el rendimiento real (375 g) con el teórico (409,4 g).

EJEMPLOEJEMPLO

Rendimiento porcentual =

Rendimiento realx 100

Rendimiento teórico

Rendimiento porcentual

= 91,59 %

Rendimiento porcentual =

375 gx 100

409,4 g

EJERCICIOSEJERCICIOS• En un experimento se obtuvieron 3,43 g de SOCl2. esta

reacción tiene un rendimiento teórico de 5,64 g de SOCl2. considerando que la ecuación química es:

SO2 + PCl5 SOCl2 + POCl3

Determina el rendimiento porcentual de la reacción.

• El cloruro de calcio con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata de acuerdo a la siguiente ecuación:

CaCl2(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + Ca(NO3)2(ac)

En un experimento se obtienen 1,864 g de precipitado (sólido). Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2,45 g, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

Muchas GraciasMuchas Gracias

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