Transcript Estequiometría. Relaciones cuantitativas en ecuaciones

MOLES – GRAMOS- NÚMERO DE PARTÍCULAS.
T. Pilar Casafont.
 Átomos
y moléculas participan en
reacciones químicas y éstas se
representan por medio de ecuaciones
que nos informan cuantitativamente
acerca de las sustancias participantes.
4
NH3 + 3 O2 →
2 N2 + 6 H2O
 Cuales
sustancias intervienen en el
proceso.
 Las relaciones de masa o cantidad de
sustancia existentes entre las sustancias
en cuestión.
 La relación en cuanto a número de
partículas (átomos-moléculas-iones) que
intervienen entre las sustancias.
6
HCl +
2 Fe →
2 FeCl3 +
3 H2
6
moléc. + 2 átomos →2 moléc. +3 moléc.
x NA moléc.+ 2 x NA át. →2 x NA moléc+
3 x NA moléc. Nota: NA = 6,022 x 10 23
6
6
moles + 2 moles → 2 moles + 3 moles
 6(36,5)g
+ 2(56)g →2(165,5)g + 3(2) g
 Consideraciones.
 1.
Los coeficientes representan
proporción mínima de moléculas que se
combinan y producen, también
representan el número de moles de cada
una de las sustancias.
 2. Si se multiplican los moles
(coeficientes) por NA = número de
Avogadro, (6,022 x 1023)da el número de
partículas de cada una de las especies.
 Se
usa el método factor unitario. Si se
altera la cantidad de uno de los reactivos
o si se produce más o menos de uno de
los productos, se puede determinar la
variación que hubo en los otros ya que
en una ecuación equilibrada, las
relaciones de masa, moles o número de
partículas reaccionan siempre de manera
proporcional o fija, lo que servirá de
punto de referencia.
 A)
¿Cuántos moles de CO2 se producen
si se queman 5 moles de C3H8?
 5 mol C3H8 x 3 mol CO2 = 15 mol CO2
1 mol C3H8
B) ¿Cuántos gramos de H2O se producen si
se queman 700 g de O2?
 700 g O2 x 72 g H2O = 3,15x102 g H2O
160 g O2
 C)
¿Cuántos moles de CO2 se producen
si se queman 375 g de C3H8?
 375 g C3H8 x 3 mol CO2 = 2,56x101 mol
44 g C3H8
de CO2
D) ¿Cuántas moléculas de H2O se
producen si se queman 1200 g de C3H8?
 1200 g C3H8 x 4NA moléc H2O= 6,57x1025
44 g C3H8
de H2O
 E)
¿Cuántos moles de H2 se producen a
partir de 5,22x1025 moléculas de C3H8?
5,22 x1025
x 4 mol H2O = 3,47x102mol
 molécC3H8
6,022x1023
H2O
F) ¿Cuántos gramos de O2 se requieren
para producir 3,5 mol de CO2?
 3,5mol CO2 x 160 g O2 = 1,87x102 g O2
3 mol CO2
*Se parte de ecuación química balanceada.
*Se mezclan dos cantidades de reactivos y se
valora la cantidad de producto formado.
*Al ocurrir la reacción uno de los reactivos se
agota o consume por completo (reactivo
limitante). Limita cantidad de producto
formado.
*La reacción se detiene al consumirse
totalmente uno de los reactivos, mientras el otro
queda en exceso o sobra.
Rendimiento real → cantidad de
producto logrado experimentalmente, es
menor que el rendimiento teórico por
diferentes causas (parte de los reactivos
no reaccionan, o reaccionan en forma
diferente a la esperada (contaminados),
puede ser que se pierda parte de la masa
del producto. (se da en el problema).
 El
carbón natural arde en el aire y produce
dióxido de carbono según la ecuación:


 Si
C +
12g
O2 → CO2
32g
44g
se queman 3 mol de C con 128g de
oxígeno en un recipiente.
3
mol de C x 12 g de C = 36 g de C
1 mol de C
Mezcla = 36g de C y 128g de O.
A- ¿Cuál es el reactivo limitante?
Tomar cantidad de cada reactivo y
calcular la cantidad de producto
formado a partir de cada uno; el
que forme menos cantidad del
mismo, como limita la reacción se
llama el R. LIMITANTE.
 36g
de C x 44g de CO2 = 132g de CO2
12gde C
128g de O2 x 44g de CO2 = 176g de CO2
32gde O2
B-¿Cuántos gramos de oxígeno
reaccionan? R/ 96g de O2
36g de C x 32gde O2 = 96g de O2
12 g de C
 128
g de O2 - 96g de O2 = 32g de O2
Los cálculos para determinar la cantidad
del producto formado se deben basar en
el reactivo límite.
D- ¿Cuántos gramos de CO2 se producen?
36g de C x 44g de CO2 = 132g de CO2
12g de C
La cantidad de producto formado
corresponde al rendimiento teórico.
%
R = RR x 100
RT
%R= 115g x 100 = 87% de CO2
132 g
Los 115 g de CO2 corresponden al
rendimiento real o práctico.