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Universidad nacional santiago antúnez de mayolo

Universidad nacional santiago antúnez de mayolo. Departamento Académico de Ciencias. Química General. Miguel RAMIREZ GUZMAN. Contenido:. Estequiometria Leyes ponderales. Reactivo limitante. Rendimiento de una reacción química. Estequiometria.

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  1. Universidad nacional santiagoantúnez de mayolo Departamento Académico de Ciencias Química General Miguel RAMIREZ GUZMAN

  2. Contenido: • Estequiometria • Leyes ponderales. • Reactivo limitante. • Rendimiento de una reacción química.

  3. Estequiometria En química, la estequiometría es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría.

  4. Leyes ponderales. 1. Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).-La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

  5. 2. Ley de las proporciones definidas (o de Proust).-Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo. Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista. Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

  6. 3. Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).- Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos. = 4,667 NH3 x = 6 g = 2,0 H2SO4

  7. 4. Ley de las proporciones recíprocas (o de Richter).- Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos. CuO Cu2O 16 g 16 g 63,5 g 2 x 63,5 g

  8. Ejemplo: La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono: C6H12O6(ac)  C2H5OH(ac) + CO2(g) ¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10,0 g de glucosa? Balanceamos la ecuación química: C6H12O6(ac)  2 C2H5OH(ac) + 2 CO2(g) 180,0 g 2 x 46 g (relación estequiometrica) 10,0 g ?? g Operando, tenemos: ?? = 5, 11 g de etanol.

  9. Ejemplo: El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O ¿cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3,00 mol de C2H5OH de esta manera. Determinando la relación estequiométrica: C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O 1,0 mol 2,0 mol (Rel. Est.) 3,0 mol ?? mol ?? = 6,0 mol CO2

  10. Ejercicios: 1. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a partir de 2,50 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido? 2. Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción Na + KNO3 K2O + Na2O + N2¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5,00 g de Na?

  11. 3. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32,00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación H2 + O2  H2O? 4. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9,27 g de nitrógeno? Mg + N2 Mg3N2 5. El CO2 que los astronautas exhalan se extraer de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH: CO2 + 2KOH K2CO3 + H2O ¿Cuántos kg de CO2 se pueden extraer con 1,00 kg de KOH? 6. Si 3,00 mol de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para producir trióxido de azufre, ¿cuántos moles de oxígeno se necesitan?

  12. Reactivo limitante. Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante. Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado Ejemplo Para la reacción: 2 H2 + O2 2 H2O ¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno? Necesitamos 2 moléculas de H2 por 1 molécula de O2 Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

  13. La proporción requerida es de 2 : 1 Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1 Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2 Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 5 moles de O2con 15 moles de H2entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.

  14. Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante. Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es: Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción. El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

  15. Ejemplo Considere la siguiente reacción: 2 NH3 + CO2 (NH2)2CO + H2O Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán? Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles: 637,2 g de NH3 son 37,5 moles 1142 g de CO2 son 26 moles

  16. Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos: a partir de 2 moles de NH3 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad: a partir de 37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26,0 moles de (NH2)2CO

  17. El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18,75 moles de urea. Y ahora hacemos la conversión a gramos: 18,75 moles de (NH2)2CO son 1125 g.

  18. Ejercicios: 1. En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30 g de hidruro de calcio con 30 g de agua, según la reacción: CaH2+ H2O Ca(OH)2+ H2 Calcular ¿Qué reactivo sobra y en qué cantidad? 2. El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio para dar cloruro de magnesio y titanio. Si se ponen a reaccionar 15 g de cloruro de titanio y 7 g de magnesio, calcula:a. ¿Cuál es el reactivo limitante? 3. Si se ponen a reaccionar 100 g de BaCl2 con 115 g de Na2SO4 para obtener cloruro sódico y sulfato de bario. Determinar, ¿Qué sustancia es el reactivo limitante? Y ¿Cuántos g de NaCl se pueden preparar?

  19. 4. Se mezclan 35,4 gramos de cloruro de sodio en solución acuosa con 99,8 gramos de nitrato de plata. Determinar, Calcula los gramos de cada reactivo que reaccionan. Y ¿Cuánto cloruro de plata precipita? 5. El azufre reacciona con el hierro a altas temperaturas para dar: Fe + S → FeS. En un experimento se utilizaron 8,67 g de S y 7,62 g de Fe. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuánto de producto se formó? ¿Qué cantidad de reactivo queda sin reaccionar? 6. Dada la siguiente reacción calcule la masa de sulfito ácido de calcio que se obtiene al reaccionar 64,8g de hidróxido de calcio con 52,4 g de dióxido de azufre. Ca(OH)2 + 2 SO2 → Ca(HSO3)2

  20. Rendimiento La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento. Rendimiento = x 100 Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00). 2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

  21. Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S. 6,8 g H2S x x x = 9,6 g S Se divide la cantidad real de S obtenida por la cantidad estequiométrica, y se multiplica por 100.

  22. Ejercicio 1. La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45) Sb4 + 6 Cl2 4 SbCl3 2. ¿Qué masa de CO2 se producira al reaccionar 8,0 g de CH4 con 48 g de O2 en la combustión del metano? 3. Una muestra de 15,6 g de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18,0 g de C6H5NO2. ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción?

  23. 4. En algunas plantas industriales modernas se hace reaccionar metanol líquido con monóxido de carbono, en presencia de un catalizador, para obtener ácido acético. Experimentalmente se hace una prueba mezclando 15,0 g de metanol con 10,0 g de monóxido de carbono. ¿Cuál será el rendimiento teórico del ácido acético? Si realmente se producen 19,1 g ¿cuál es el porcentaje de rendimiento? CH3OH + CO → CH3COOH 5. El azufre reacciona con el hierro a altas temperaturas para dar: Fe + S → FeS. En un experimento se utilizaron 8,67 g de S y 7,62 g de Fe. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuánto de producto se formó? ¿Qué cantidad de reactivo queda sin reaccionar?

  24. 6. La aspirina (ácido acetilsalicílico, C9H8O4) se obtiene por calentamiento del ácido salicílico (C7H6O3) con el anhídrido acético (C4H6O3), el otro producto que se forma es ácido acético (C2H4O2). Cuando se calientan 2,0 g de ácido salicílico con 4,0 g de anhídrido acético, ¿cuánta aspirina debe formarse teóricamente? ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento si el rendimiento real es de 2,1 g? 7. Cuántos gramos de cobre se necesitan para obtener 100 gramos de sulfato de cobre si el rendimiento de la reacción es del 65 %? Cu + 2 H2SO4 ----------------- CuSO4 + SO2 + 2 H2O

  25. http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html http://www.slideshare.net/LuisSeijo/estequiometria-1956019 http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/primero_bach/estequiometria/problemas_estequiometria.htm http://www.google.com.pe/#q=estequiometria&hl=es&prmd=imvnsb&source=univ&tbm=vid&tbo=u&sa=X&ei=sBfvT4mzKurX0QH386D7Ag&sqi=2&ved=0CIkBEKsE&bav=on.2,or.r_gc.r_pw.r_qf.,cf.osb&fp=26fb6906ee6967f7&biw=1170&bih=822 http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/CALCULO_ESTEQUIOMETRICO.html

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