Transcript 2 mol de Al

Colegio Andrés Bello
Chiguayante
ESTEQUIOMETRÍA II
Jorge Pacheco R.
Profesor de Biología y Química
ESTEQUIOMETRÍA 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 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
2 x 6x10 23
moléculas de H2
1 mol de O2
6x10 23 moléculas
de O2
2 mol de H2O
2 x 6x10 23
moléculas de H2O
4 átomos de Hidrógeno
2 átomos de Oxígeno
4 átomos de Hidrógeno
2 átomos de Oxígeno
4g
32 g
36 g
INFORMACIÓN CUANTITATIVA
Balance de Ecuaciones
Vídeo Reacciones Químicas
TIPOS DE REACCIÓN QUÍMICA
A) 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 QUÍMICA
B) 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 QUÍMICA
C) 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 QUÍMICA
D) 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: 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
+ 5 O2
 3 CO2
+ 4 H2 O
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE
1 mol de
C3H8
6,02x1023
moléculas de
C3 H8
44 g
5 mol de
O2
3 mol de
CO2
3,01x1024
moléculas de
O2
1,81x1024
moléculas de
CO2
160 g
132 g
4 mol de
H2O
2,41x1024
moléculas de
H2O
72 g
ACTIVIDAD: 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.
2 HCl
+
ZnS

ZnCl2
+
H2S
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE
2 mol de
HCl
1,20x1024
moléculas de
HCl
73 g
1 mol de
ZnS
1 mol de
ZnCl2
6,02x1023
moléculas de
ZnS
6,02x1023
moléculas de
ZnCl2
97 g
136 g
1 mol de
H2S
6,02x1023
moléculas de
H2 S
34 g
ACTIVIDAD: 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.
2 Al
+ 3 Br2

2 AlBr3
REACCIÓN DE COMBINACIÓN
2 mol de
Al
1,20x1024
átomos de Al
54 g
3 mol de
Br2
2 mol de
AlBr3
1,81x1024
moléculas de
Br2
1,20x1024
moléculas de
AlBr3
480 g
534 g
ACTIVIDAD: 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.
Fe
+
CuSO4

Cu
+
FeSO4
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE
1 mol de
Fe
6,02x1023
átomos de Fe
56 g
1 mol de
CuSO4
1 mol de
Cu
6,02x1023
moléculas de
CuSO4
6,02x1023
átomos de Cu
159,5 g
63,5 g
1 mol de
FeSO4
6,02x1023
moléculas de
FeSO4
152 g
ACTIVIDAD: 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.
2 H2O2
 2 H2O
+
O2
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN
2 mol de
H2O2
1,20x1024
moléculas de
H2O2
68 g
2 mol de
H2O
1 mol de
O2
1,20x1024
moléculas de
H2 O
6,02x1023
moléculas de
O2
36 g
32 g
ESTEQUIOMETRÍA, CÁLCULO A
PARTIR DE REACCIONES
QUÍMICAS
ESTEQUIOMETRÍA
• 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 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 1
Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial.
EJEMPLO 1
Paso 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.
1 mol de C6H12O6
6 mol CO2
Si:
X
=
=
2 mol de C6H12O6
X mol CO2
6 mol CO2 x 2 mol de C6H12O6
1 mol de C6H12O6
X
=
12 mol de CO2
EJEMPLO 1
Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos.
La Masa Molar del CO2 es 44 g/mol.
m=nxM
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 2
Paso 1: Determinar el número de moles de la sustancia inicial.
La Masa Molar del N2O es 44 g/mol.
n
=
n
m
M
n
=
=
8,75 g
44 g/mol
0,199 mol N2O
EJEMPLO 2
Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia deseada a la
sustancia inicial.
10 mol de HNO3
1 mol N2O
Si:
X
=
X
=
X mol de HNO3
0,199 mol N2O
10 mol de HNO3 x 0,199 mol de N2O
1 mol de N2O
=
1,99 mol de HNO3
EJEMPLO 2
Paso 3: Transformar el resultado a masa en gramos.
La Masa Molar del HNO3 es 63 g/mol.
m=nxM
m = 1,99 mol x 63 g/mol
m =
125,37 g de HNO3
Respuesta: Son necesarios 125,37 g de HNO3
EJERCICIOS
1. 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 LIMITANTE
• En los procesos químicos existe un reactivo que limita
la cantidad de productos que se pueden obtener
durante
una
reacción,
denominado
reactivo
limitante.
CONCEPTOS
• 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.
EJEMPLO
La 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 + 2Fe
En 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
n Fe2O3
=
=
81 g
27 g/mol
320 g
160 g/mol
n Al =
n Fe2O3 =
3 mol
2 mol
EJEMPLO
2 mol de Al
Si:
=
1 mol Fe2O3
X
Si:
=
X mol Fe2O3
1,5 mol de Fe2O3
1 mol de Fe2O3
2 mol Al
X
3 mol de Al
=
2 mol de Fe2O3
X mol Al
4 mol de Al
=
Al
Fe2O3
:
:
R.L.
R.E.
EJEMPLO
• La cantidad de Al2O3 se determina con la cantidad de
reactivo limitantes presente. Así, que:
2 mol de Al
1 mol Al2O3
Si:
X
=
m=nxM
m =
=
3 mol de Al
X mol Al2O3
1,5 mol de Al2O3
m = 1,5 mol x 102 g/mol
153 g de Al2O3
Respuesta: Se producen 153 g de Al2O3
EJERCICIOS
1. 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 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.
EJEMPLO
• 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.
EJEMPLO
Paso 2: Determinar la relación molar de la sustancia
deseada a la sustancia inicial.
Si:
1 mol de MgBr2
2 mol AgBr
X
=
=
1,09 mol de MgBr2
X mol AgBr
2,18 mol de AgBr
Sabiendo que la masa molar del AgBr es 187,8 g/mol,
se obtiene que su masa es:
m=nxM
m =
m = 2,18 mol x 187,8 g/mol
409,4 g de AgBr
EJEMPLO
Paso 3: Para determinar el rendimiento de la reacción
se compara el rendimiento real (375 g) con el teórico
(409,4 g).
Rendimiento
porcentual
Rendimiento
porcentual
=
Rendimiento real
Rendimiento teórico
x 100
=
375 g
409,4 g
x 100
Rendimiento
porcentual
=
91,59 %
EJERCICIOS
• 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?
Colegio Andrés Bello
Chiguayante
Muchas Gracias