Capítulo 4 - Estequiometría

Estequiometría

Profesora: Betty Flores Mariños

Capítulo 4

Contenido del capítulo

1. Introducción: • Reacciones químicas

• Ecuaciones químicas balanceadas

2. Estequiometría:

• Reactivo limitante y en exceso

• Rendimiento

2

Reacción química

Objetivos

•Utiliza una ecuación química para representar una reacción química. •Balancea la ecuación en base a la ley de conservación de la materia. •Establece proporciones entre reactivos y productos según los coeficientes estequiométricos

3

¿Qué es una reacción química?

4 https://www.youtube.com/watch?v=5kaVWccdTNQ

Vídeo: Reacción entre el sodio metálico y cloro gaseoso

http://www.youtube.com/watch?v=GgE8Gfi3bDo

Ecuación química


Vídeo: Reacción entre el magnesio metálico y oxígeno del aire

5



Ecuación química

Reactivos Productos

)()(2)( sgs MgOOMg

“produce” o

“forma”

“reacciona

con”

6

Balanceo de ecuaciones químicas

La cantidad de átomos a ambos lados de la ecuación deben ser equivalentes. En toda ecuación química se cumple que la masa de los reactivos es numéricamente igual a la masa de los productos.

)()(2)( 22 sgs MgOOMg

Coeficientes

estequiométricos

7

¿Cómo se lee una ecuación química?

2 moléculas de H2

10 moléculas de H2

…

2 x (6,022x1023

moléculas de H2)

2 moles de H2

Reaccionan con

1 molécula de O2

5 moléculas de O2

…

1 x (6,022x1023

moléculas de O2)

1 mol de O2

2 moléculas de H2O

10 moléculas de H2O

…

2 x (6,022x1023

moléculas de H2O)

2 moles de H2O

Para formar

Importante: la relación o proporción entre reactivos y productos se realiza en

moléculas o moles, pero no en gramos

8

)(2)(2)(2 22 ggg OHOH

Balanceo de ecuaciones químicas

9

En la ecuación de formación del agua:

El balance de la ecuación permite que se cumpla la ley de conservación de la materia

)(2)(2)(2 ggg OHOH

)(2)(2)(2 22 ggg OHOH

Recordar: Las letras entre paréntesis indican el estado de la materia:

• (s): sólido

• (l): líquido

• (g): gaseoso

• (ac): disuelto en agua / acuoso

Los coeficientes estequiométricos también pueden ser fracciones


)()(221

)( sgs MgOOMg

10

Ejercicios

12

)(2)(2)(2 lgg OHOH

•Determine cuántas moles de agua se obtienen

cuando reaccionan 10 moles de O2.

•¿A cuántos gramos de agua equivale dicha

cantidad?

•¿Cuántas moles de hidrógeno se necesitan para

obtener 3,5 moles de H2O? 20 moles de oxígeno

360 gramos 3,5 mol de hidrógeno

Ejercicios

¿Cuántos gramos de hierro se producen a partir de 450 g de carbono?

13

)()()(32)( gsss COFeOFeC

1400 gramos de hierro

Estequiometría

Objetivos

•Determina el reactivo limitante y en exceso. •Determina la cantidad de productos que se forma, según la cantidad inicial de reactivo limitante. •Determina la cantidad de reactivo en exceso que sobró al finalizar la reacción. •Determina la cantidad real formada de producto según el rendimiento de la reacción. •Realiza los cálculos en el sentido inverso de la reacción.

14

Estequiometría

Para preparar sándwiches se necesitan: ____rodajas de pan + ___rodaja de queso. ¿Cuantos sándwiches podría preparar con las cantidades mostradas en la imagen? ¿Qué se agota primero?

15

Estequiometría

¿De quién depende la cantidad de sándwiches preparados? ¿Se podrá preparar más sándwiches si tenemos más rodajas de pan? ¿Se podrá preparar más sándwiches si tenemos más rodajas de queso?

16

Reactivo limitante: •El reactivo que se consume por completo o se termina primero. La cantidad de producto formado depende de la cantidad inicial de R. L.

Estequiometría

Reactivo en exceso: •El reactivo que queda como sobrante después de terminada la reacción.

18

¿Cómo determinar el R.L. de una

reacción?

•Balancea la ecuación. •Calcula las moles iniciales según los datos que proporciona el problema. •Elije a uno de los reactivos (A) y según este, calcula cuánto debería de reaccionar del otro reactivo (B). •Compara este valor con el dato inicial que tenía de este reactivo (B). •Solo hay tres posibilidades… que sea mayor, menor o igual. Ejemplo…

19

Estequiometría

Inicio de la

reacción 10 moles 7 moles --- 0 ---

Cantidad que

reaccionó (-) 10 moles (-) 5 moles (+) 10 moles

Cantidad que

queda --- 0 --- 2 moles 10 moles

20

)()(2)( 22 sgs MgOOMg R. Limitante

R. en exceso

Sobra reactivo

La cantidad de producto formado depende del R.L.

Estequiometría

¿Qué hacer cuando los datos se presentan en gramos?

21


Inicio de la

reacción (g) 121,5 gramos 64 gramos --- 0 ---

Conversión a

moles mol

molg

g5

/3,24

5,121 mol

molg

g2

/32

64

Cantidad que

reaccionó/forma (-) 4 moles (-) 2 moles (+) 4 moles

Cantidad que

queda 1 mol --- 0 --- 4 moles

R. Limitante

R. en exceso

Sobra reactivo

La cantidad de

producto formado

depende del R.L.

Pautas para resolver ecuaciones químicas y

relaciones estequiométricas

De ser necesario, convierta las moles de productos

a gramos

Hallar las moles de productos formados

Determinar reactivo limitante y en exceso

Convertir la masa de los reactivos a moles

Balancear la ecuación

22

Ejercicio

Si se inicia la reacción con 25 g de cada reactante,

determine cuál es el reactivo limitante

23

)(5)(3)(2 slg PClPClCl

)(2711

)(2 35,025 ggmol

g molClgCl

)(35,1371

)(3 18,025 lgmol

l molPClgPCl

Datos

iniciales:

1 1 1

Ejercicio 1

24

Inicio de la

reacción (g) 25 gramos 25 gramos --- 0 ---

Conversión a

moles 0,35 mol 0,18 mol

Cantidad que

reaccionó/forma (-) 0,18 mol (-) 0,18 mol (+) 0,18 mol

Cantidad que

queda al finalizar 0,17 mol --- 0 --- 0,18 mol

)(5)(3)(2 slg PClPClCl

La cantidad de producto formado depende del R.L.

Determine cuántos gramos de PCl5 se forma.

25

)(51

5,208

)(5 5,3718,0 smol

g

s gPClmolPCl

Ejercicio 2

¿Cuál es el reactivo limitante?

¿Cuántos gramos de CO2 se producen?

¿Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?

Se tiene 40 g de metanol y 32 g de oxígeno

26

)(2)(2)(2)(3 gggl OHCOOOHCH

Ejercicio 2 Determinar reactivo limitante

27

)(2)(2)(2)(3 4232 gggl OHCOOOHCH

Inicio de la

reacción (g) 40 gramos 32 gramos --- 0 --- --- 0 ---

Conversión a

moles 1,25 mol 1 mol 0,67mol 1,33 mol

Cantidad que

reaccionó/forma

(-) 0,67

mol (-) 1 mol (+) 0,67 mol 1,33 mol

Cantidad que

queda/forma 0,58 mol --- 0 --- 0,67 mol 1,33 mol

OHmolCHmolOmolO

OHmolCH

g 33

2

)(2 67,012

3 Moles de metanol que reaccionan con 1 mol de oxígeno

Se forman 29,5 g de CO2(g)

28

)(21

44

)(2 48,2967,0 gmol

g

g gCOmolCO

)(31

30

)(3 8,1966,0 lmol

g

l OHgCHOHmolCH

Sobran 18,6 g de CH3OH(l)

Estequiometría

Qué pasaría si el proceso de producir el óxido de magnesio no es óptimo y se producen 70 gramos, y no los 80,6 gramos.

30


El proceso no es

totalmente eficiente

2 mol + 1 mol 2 mol

Reacciones químicas

Un proceso puede no ser optimo por diversas razones.. •Los reactivos estaban impuros •Hubo fugas (en el caso de gases) •Las sustancias no se vertieron adecuadamente de un recipiente a otro. •No hubo las condiciones adecuadas de reacción (temperatura, presión, agitación, etc.)

31

Para determinar la eficiencia de una

reacción química, se utiliza el término:

%rendimiento:

Rendimiento de la reacción

32

teóricamasa

real masaorendimient%

Cantidad

estequiométrica

Lo que

realmente

se obtiene

Dado que ninguna reacción es totalmente

eficiente, el % rendimiento siempre es menor al

100%

Estequiometría

Inicio de la

reacción 8 moles 5 moles --- 0 ---

Cantidad que

reaccionó (-) 8 moles (-) 4 moles (+) 8 moles

Cantidad que

queda --- 0 --- 1 mol 8 moles

33

)()(2)( 22 sgs MgOOMg R. Limitante

R. en exceso

Cantidad teórica

Si en el laboratorio solo se obtuvo 6 moles de óxido de magnesio, ¿cuál

es el %rendimiento de la reacción?

%75%1008molx

6molxRend.%

1mol

40,3g1mol

40,3g

x

Capítulo 4 - Estequiometría

Documents

Transcript of Capítulo 4 - Estequiometría