QMC 100 Química General
ESTEQUIOMETRÍA Y UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Universidad Mayor Real y Pontificia de San Francisco Xavier de Chuquisaca Facultad de Ingeniería Civil Presentado por: Ing. Waldo Medinaceli Mayo, 2014
INTRODUCCIÓN Ecuaciones químicas Las reacciones químicas se representan de forma concisa mediante ecuaciones químicas. reacciona con
coeficientes
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reactivos
produce
productos
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INTRODUCCIÓN Dado que en ninguna reacción se crean ni se destruyen átomos, toda ecuación química debe tener números iguales de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha. Si se satisface esta condición, se dice que la ecuación está balanceada. No balanceada
Balanceada
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INTRODUCCIÓN Las reacciones químicas pueden ser: Combinación o síntesis Cuando se unen dos o más elementos o compuestos para formar un solo compuesto 𝐴 + 𝐵 → 𝐴𝐵 Las reacciones más sencillas son las de dos elementos para formar un compuesto 2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2 𝑂 Química General
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INTRODUCCIÓN Descomposición o análisis Se presenta cuando a partir de un compuesto se producen dos o más sustancias. 𝐴𝐵 → 𝐴 + 𝐵 El carbonato de calcio se descompone por calentamiento calor 𝐶𝑎𝐶𝑂2 → 𝐶𝑎𝑂 + 𝐶𝑂2 Química General
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INTRODUCCIÓN Desplazamiento o sustitución En este tipo de reacciones, un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto 𝐴 + 𝐵𝐶 → 𝐴𝐶 + 𝐵 El bromo líquido desplaza al iodo en el ioduro de sodio para producir bromuro de sodio dejando al iodo libre. 2𝑁𝑎𝐼 + 𝐵𝑟2 → 2𝑁𝑎𝐵𝑟 +𝐼2 Química General
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INTRODUCCIÓN De intercambio o doble sustitución Al reaccionar, dos compuestos intercambian iones y se producen dos nuevos compuestos 𝐴𝐵 + 𝐶𝐷 → 𝐴𝐶 + 𝐵𝐷 La reacción del cloruro de sodio con el nitrato de plata para producir nitrato de sodio y cloruro de plata 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐴𝑔𝑁𝑂3 → 𝑁𝑎𝑁𝑂3 + 𝐴𝑔𝐶𝑙 Química General
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INTRODUCCIÓN Algunos parámetros para tomar en cuenta en el balanceo de ecuaciones son: • En ninguna reacción se crean ni se destruyen átomos. • Una vez que conozcamos las fórmulas químicas de los reactivos y de los productos de una reacción, podremos escribir la ecuación química no balanceada. Química General
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INTRODUCCIÓN • Una ecuación balanceada deberá tener los coeficientes enteros más bajos posibles.
4
2
4
• Al balancear ecuaciones, es importante entender la diferencia entre un coeficiente antepuesto a una fórmula y un subíndice de una fórmula Química General
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INTRODUCCIÓN • Nunca deben modificarse los subíndices al balancear una ecuación.
Existen varios métodos para balacear una ecuación. • Método de simple tanteo • Método de oxidación - reducción • Método del ion - electrón Química General
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SIMPLE TANTEO Una buena técnica para emplear este método es equilibrar primero los elementos denominados metales, luego los no metales, dejando para el final el hidrógeno y el oxígeno.
Ejemplo Como reacciona el nitrógeno con el oxigeno para formar amoniaco. Química General
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SIMPLE TANTEO • Identificamos las fórmulas moleculares correctamente y su estado físico: Nitrógeno N2 (g) Hidrógeno H2 (g) Amoniaco NH3 (g)
• Identificamos los reactivos y los productos H2 + N2 ↔ NH3 Química General
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SIMPLE TANTEO • Equilibramos la ecuación 3 H2 + N2 ↔ 2 NH3
Más ejemplos Balancear la ecuación que ocurre al reaccionar el metano que se quema en el aire, para producir dióxido de carbono gaseoso y vapor de agua. Química General
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SIMPLE TANTEO • Balancear la ecuación que ocurre al reaccionar el ácido sulfúrico con cloruro de sodio para producir ácido clorhídrico y sulfato de sodio. • Balancear la ecuación que ocurre al reaccionar sodio en estado sólido con agua liquida para producir hidróxido de sodio e hidrógeno. Química General
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SIMPLE TANTEO • Balancear la ecuación que ocurre al reaccionar hierro (solido) con oxígeno para producir óxido de hierro
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Oxidación es la pérdida de electrones, acompañada de un aumento en el número de oxidación de un elemento hacia un valor más positivo. Reducción es la ganancia de electrones, acompañada de una disminución en el número de oxidación hacia un valor menos positivo. Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN ¿Qué es el número o estado de oxidación? Es la carga aparente con la que un elemento está funcionando en un compuesto. • Un átomo que tiene 6 electrones en su último nivel tiene un número de oxidación igual a 2-. • Un átomo que tiene 2 electrones en su último nivel tiene un número de oxidación igual a 2+. Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN • La oxidación y la reducción son reacciones químicas. • Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. • Estas reacciones se llaman comúnmente reacciones redox. Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Agente oxidante es el elemento o compuesto que tiende a captar electrones, y se reduce (quedando con un número de oxidación menor que el que tenía) • Los no metales se comportan como oxidantes • El oxígeno es un agente oxidante muy enérgico. Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Agente reductor es el elemento o compuesto que tiende a ceder electrones, y se oxida. • Los elementos electropositivos, metales, son reductores.
Ejemplo 0
+1 -1
+2 -1
0
𝑍𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2 Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Reacciones parciales 0 2+ − 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛 + 2𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛 0 + − 2𝐻 + 2𝑒 → 𝐻2 (𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛)
Zn = agente reductor H = agente oxidante
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Método de oxidación-reducción Tomando en cuenta que las reacciones redox son de intercambio de electrones, una ecuación química quedará balanceada cuando la cantidad de electrones cedidos por el agente reductor sea igual a los electrones ganados por el agente oxidante.
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Pasos a seguir: • Escribir la ecuación química no balanceada. • Identificar cual elemento se oxida y cual se reduce. • Escribir las ecuaciones de las reacciones parciales. • Establecer los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor. Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN • Trasladar los coeficientes a la ecuación química general. • Equilibrar la ecuación por el método de tanteo. Ejemplo Balancear la siguiente ecuación por el método de oxidación-reducción: 𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 𝐾𝐼 + 𝐻2 𝑂 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝐼2 + 𝐾𝑂𝐻 Química General
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Identificar el agente oxidante y reductor +1 +5 -2
+1 -1
+1 -2
+1 -1
0
+1 -2 +1
𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 𝐾𝐼 + 𝐻2 𝑂 → 𝐾𝐶𝑙 + 𝐼2 + 𝐾𝑂𝐻
Reacciones parciales y coeficientes 𝐶𝑙 +5 → 𝐶𝑙 −1
2𝐼 −
6𝑒 + 𝐶𝑙 Química General
+5
−1
+6𝐼
−1
→ 𝐼2
0
→ 𝐶𝑙
−1
0
+ 3𝐼2 + 6𝑒 − Estequiometría
OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Trasladar los coeficientes y Equilibrar la ecuación 𝐾𝐶𝑙𝑂3 + 6𝐾𝐼 + 𝐻2 𝑂 → 𝐾𝐶𝑙 + 3𝐼2 + 𝐾𝑂𝐻
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Más ejemplos Balancear la siguiente ecuación por el método de oxidación-reducción: 𝐻𝑁𝑂3 + 𝑍𝑛 → 𝑁𝐻4 𝑁𝑂3 + 𝑍𝑛 𝑁𝑂3
2
+ 𝐻2 𝑂
𝐶𝑟𝐼3 + 𝐾𝑂𝐻 + 𝐶𝑙2 → 𝐾2 𝐶𝑟𝑂4 + 𝐾𝐼𝑂4 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂
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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Balancear la siguiente ecuación por el método de oxidación-reducción: 𝐾2 𝐶𝑟2 𝑂7 + 𝐻2 𝑆 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → 𝐾2 𝑆𝑂4 + 𝐶𝑟2 𝑆𝑂4
3
+ 𝑆 + 𝐻2 𝑂
𝑃𝐻3 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → 𝐾𝐻𝑆𝑂4 + 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝐻3 𝑃𝑂4 + 𝐻2 𝑂
𝐶𝑢𝑆 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢 𝑁𝑂3 Química General
2
+ 𝑁𝑂 + 𝑆 + 𝐻2 𝑂 Estequiometría
ION - ELECTRÓN Método del ion electrón Los pasos a seguir son los siguientes: • Encontrar la ecuación en su forma iónica. • Escribir la ecuación de la reacción parcial de reducción del oxidante. • Por cada átomo de oxígeno menos en la forma iónica reducida, se coloca una molécula de agua en el segundo miembro, Química General
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ION - ELECTRÓN y se añade al primer miembro los H+ que sean necesarios. • Añadir al primer miembro el número de electrones necesarios para igualar la carga total en los miembros. • Escribir la ecuación electrónica de oxidación del ion reductor. • Por cada átomo de oxígeno demás en la forma reductora, se coloca una molécula Química General
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ION - ELECTRÓN de agua en el primer miembro de la ecuación, adicionando en el segundo miembro los H+ correspondientes. • Igualar la ecuación eléctricamente, adicionando al segundo miembro los electrones necesarios. • Se determinan los coeficientes mínimos, que igualen el número de electrones en cada miembro. Química General
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ION - ELECTRÓN • Sumar las dos ecuaciones resultantes, si al final quedan iones de H+ en el segundo miembro, se adicionan los iones de OH+ necesarios a ambos lados, para transformar todos los H+ en moléculas de agua, lo cual indicaría que el proceso se realiza en medio alcalino.
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ION - ELECTRÓN Ejemplo El clorato de potasio KClO3, en medio alcalino, se reduce a ion cloruro Cl-1 cuando oxida al ion crómico Cr+++ a cromato CrO4=. Determine la ecuación iónica correspondiente.
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ION - ELECTRÓN Ecuación electrónica de reducción. − − 𝐶𝑙𝑂3 → 𝐶𝑙 Adición de moléculas de agua e hidrógeno. − 𝐶𝑙𝑂3 + 6𝐻+ → 𝐶𝑙 − + 3𝐻2 𝑂 Igualación eléctrica − − 6𝑒 + 𝐶𝑙𝑂3 + 6𝐻+ → 𝐶𝑙 − + 3𝐻2 𝑂 Ecuación electrónica de oxidación 2− 3+ 𝐶𝑟 → 𝐶𝑟𝑂4 Química General
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ION - ELECTRÓN Adición de moléculas de agua e hidrógeno. 2− 3+ 𝐶𝑟 + 4𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟𝑂4 + 8𝐻 + Igualación eléctrica 2− 3+ + − 𝐶𝑟 + 4𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟𝑂4 + 8𝐻 + 3𝑒 Igualación de electrones y suma de Ξ − − + − 6𝑒 + 𝐶𝑙𝑂3 + 6𝐻 → 𝐶𝑙 + 3𝐻2 𝑂 2− 3+ 𝐶𝑟 + 4𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟𝑂4 + 8𝐻+ + 3𝑒 − 2 − − 6𝑒 + 𝐶𝑙𝑂3 + 6𝐻+ + 2𝐶𝑟 3+ + 8𝐻2 𝑂 → 2− − 𝐶𝑙 + 3𝐻2 𝑂 + 2𝐶𝑟𝑂4 + 16𝐻+ + 6𝑒 − Química General
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ION - ELECTRÓN −
𝐶𝑙𝑂3 + 2𝐶𝑟 3+ + 5𝐻2 𝑂 2− − → 𝐶𝑙 + 2𝐶𝑟𝑂4 + 10𝐻+ Adición de moléculas de oxidrilo − 𝐶𝑙𝑂3 + 2𝐶𝑟 3+ + 5𝐻2 𝑂 + 10𝑂𝐻− 2− − + − → 𝐶𝑙 + 2𝐶𝑟𝑂4 + 10𝐻 + 10𝑂𝐻 Finalmente se tiene: − 3+ − 𝐶𝑙𝑂3 + 2𝐶𝑟 + 10𝑂𝐻 2− − → 𝐶𝑙 + 2𝐶𝑟𝑂4 + 5𝐻2 𝑂 Química General
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ION - ELECTRÓN Más ejemplos Equilibrar la siguiente ecuación. Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O
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ION - ELECTRÓN Más ejemplos Equilibrar la siguiente ecuación. Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O
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ION - ELECTRÓN Balancear la siguiente reacción por el método ión-electrón Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O KMnO4 + KCl + H2SO4 → MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + H2O
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ION - ELECTRÓN KMnO4 + Na2(C2O4) + H2(SO4) → Mn(SO4) + Na2(SO4) + K2(SO4) + H2O + CO2 Cr2(SO4)3 + KOH + KClO3 → K2CrO4 + H2O + KCl + K2SO4
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN ¿Qué información podemos obtener de una ecuación química? ∆
𝑆8 𝑠 + 8𝑂2 𝑔 → 8𝑆𝑂2 (𝑔) • Reactivos y productos que se obtienen. • Fórmulas para cada reactivo y para cada producto. • Número relativo de moléculas de cada reactivo y productos formados. Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN • Número relativo de átomos para cada elemento en la reacción. • Número relativo de masas moleculares de reactivos y productos. • Número relativo de gramos (u otras unidades de masa) de reactivos y productos. • Número relativo de moles de cada sustancia, reactivos o productos. Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN PESOS FORMULARES El peso fórmula de una sustancia no es más que la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química. Ejemplo: Ácido sulfúrico 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑃𝐹 = 2 1.0 + 32.1 + 4(16.0) 𝑃𝐹 = 98.1 𝑢𝑚𝑎 Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN EL MOL Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay en exactamente 12 g de 12C isotópicamente puro. 6.0221421 x 1023 Número de Avogadro Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Por ejemplo se puede expresar:
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Cálculos masa – masa Existen varios métodos para resolver este tipo de problemas, citaremos 2: • Método del factor molar • Método de las proporciones Calcular la masa de dióxido de azufre que puede ser preparada a partir de la combustión completa de 94 g de azufre. Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Ecuación química 𝑆8 + 8𝑂2 → 8𝑆𝑂2
Ejemplo Un método para preparar hidrógeno en el laboratorio consiste en hacer reaccionar algunos ácidos sobre metales. ¿Cuántos gramos de zinc son necesarios para obtener 5,4 g de hidrógeno? Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Ecuación química 𝑍𝑛 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 + 𝐻2
Cálculos mol – mol ¿Cuántos moles de nitrógeno son necesarios hacer reaccionar con 0.36 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco? 𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN La acción del ácido clorhídrico sobre el dióxido de manganeso produce MnCl2, H2O y Cl2. A partir de 4.8 moles de HCl, ¿Cuántos moles de MnCl2 se deben obtener? 𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 2𝐻2 𝑂 + 𝐶𝑙2
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Cálculos mol – masa o masa – mol El óxido de hierro (III) reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir monóxido de carbono y hierro fundido. ¿Cuántos moles de hierro se pueden producir a partir de 22 g de óxido de hierro (III)? ∆
𝐹𝑒2 𝑂3 + 3𝐶 → 2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂 Química General
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN ¿Cuántos gramos de sulfuro de zinc se necesitan para reaccionar completamente con 0.34 moles de oxígeno? ∆
2𝑍𝑛𝑆 + 3𝑂2 → 2𝑍𝑛𝑂 + 2𝑆𝑂2
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REACTIVOS LIMITANTES • En el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diversas reacciones, lo que ocasiona el exceso de uno o más de los reactivos. • La reacción se detiene tan pronto como se consume totalmente cualquiera de los reactivos. Química General
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REACTIVOS LIMITANTES Ejemplo: Supongamos, por ejemplo, que tenemos una mezcla de 10 mol H2 y 7 mol O2, y que la hacemos reaccionar para formar agua:
10 moles de mol H2 se combinan con 5 moles de O2, para formar 10 moles de H2O. Química General
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REACTIVOS LIMITANTES
El reactivo que se consume por completo en una reacción se denomina reactivo limitante porque determina, o limita, la cantidad de producto que se forma. Química General
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REACTIVOS LIMITANTES El procedimiento que se sigue para encarar este tipo de problemas es el siguiente: • Calcular el número necesario de un reactivo que reaccionan con toda la cantidad del otro reactivo. • Comparar el número de moles de ese reactivo con el número de moles necesarias. • Calcular las cantidades del producto solicitado, tomando como base el reactivo limitante. Química General
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REACTIVOS LIMITANTES Ejemplos ¿Cuántos moles de PbI2 se pueden preparar al reacionar 0.25 moles de Pb(NO3)2 con 0.62 moles de NaI? 𝑃𝑏 𝑁𝑂3
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2
+ 2𝑁𝑎𝐼 → 𝑃𝑏𝐼2 + 2𝑁𝑎𝑁𝑂3
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REACTIVOS LIMITANTES Se hacen reaccionar 15g de NaOH con 17 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen? 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂
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REACTIVOS LIMITANTES Considere la siguiente reacción: 2𝑁𝑎3 𝑃𝑂4 + 3𝐵𝑎 𝑁𝑂3
2
→ 𝐵𝑎3 𝑃𝑂4
2
+ 6𝑁𝑎𝑁𝑂3
Suponga que una disolución que contiene 3.50g de Na3PO4 se mezcla con una disolución que contiene 6.40g de Ba(NO3)2. ¿Cuántos gramos de Ba3(PO4)2 podrán formarse? Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS • La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. • La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real. • El rendimiento real casi siempre es menor que el rendimiento teórico. Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS Causas • Una parte de los reactivos no reaccionan. • Parte de los reactivos reaccionan de una forma diferente de la deseada. • No siempre es posible recuperar todo el producto de reacción de la mezcla de reacción. Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS El porcentaje de rendimiento de una reacción viene definido por:
Ejemplo El ácido adípico, H2C6H8O4, es un material empleado en la producción de nylon; se fabrica comercialmente por una reacción controlada entre ciclohexano (C6H12) y O2 Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS 2C6H12 + 5O2 → 2H2C6H8O4 + 2H2O Suponga que efectúa esta reacción partiendo de 25.0 g de ciclohexano, y que éste es el reactivo limitante. a) Calcule el rendimiento teórico de ácido adípico. (b) Si obtiene 33.5 g de ácido adípico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento de ácido adípico. Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS ¿Cuántos gr de MnO2 puro, y cuántos ml de ácido clorhídrico de densidad 1,19 gr/cm3 serán necesarios para preparar 3,17 gr. de cloro gaseoso, si el rendimiento de la reacción es de 87,5%?
La reacción química (SIN AJUSTAR) que tiene lugar es: 𝑀𝑛𝑂2 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐶𝑙2 + 𝐻2 𝑂 Química General
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RENDIMIENTOS TEÓRICOS En una experiencia, al someter a la combustión fuerte 5,1 moles de propano se forman 14.1 moles de CO2. Determine la eficiencia o rendimiento de la reacción. La reacción química (SIN AJUSTAR) que tiene lugar es: 𝐶3 𝐻8 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 Química General
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GASES EN REACCIONES QUÍMICAS Es importante entender las propiedades de los gases porque éstos a veces son reactivos o productos en las reacciones químicas. Por esta razón, es común tener que calcular los volúmenes de gases consumidos o producidos en reacciones. Hemos visto que los coeficientes de las ecuaciones químicas balanceadas nos dan las cantidades relativas (en moles) de los reactivos y productos de una reacción. El número de moles de un gas, a su vez, está relacionado con P, V y T. Química General
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GASES EN REACCIONES QUÍMICAS La ecuación del gas ideal. PV = nRT Donde: P = Presión V = Volumen n = Número de moles R = Constante de los gases T = Temperatura Química General
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GASES EN REACCIONES QUÍMICAS Ejemplo: 1. Dada la reacción: 4 HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + 2 H2O calcule la masa de dióxido de manganeso que se necesita para obtener 2,5 litros de cloro medidos a 0,758 atm y 17 ºC, si el rendimiento del proceso es del 80%.
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GASES EN REACCIONES QUÍMICAS 2. Se tratan 200 g de carbonato de calcio del 80% de pureza con una disolución 4 Molar de ácido clorhídrico. Calcular: a) El volumen de esta disolución de H Cl que se necesita para compretar la reacción. b) Volumen de dióxido de carbono desprendido, medido a 15ºC y 750 mm Hg de presión, sabiendo que se obtienen, además, cloruro de calcio y agua. CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O Química General
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