Capítulo 3

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Capítulo 3

  1. 1. Capítulo 3 Estequiometría: cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas
  2. 2. Ecuaciones químicas  Representan las reacciones químicas  “+” reacciona con  “ ”→ produce  Reactivos: sustancias de partida, izquierda de las ecuaciones  Productos: sustancias que se producen durante la reacción, derecha de las ecuaciones  Coeficientes: número antepuesto a las fórmulas
  3. 3. Ecuaciones químicas  Ley de conservación de la masa: en ambos lados de la ecuación debe existir la misma cantidad de átomos  Ecuación balanceada  Coeficientes: deben ser lo más bajos posibles  Coeficientes ≠ subíndices  Coeficientes: modifican la cantidad de sustancia presente, nunca la identidad
  4. 4. Ecuaciones químicas  Los estados de las sustancias presentes se pueden indicar utilizando subíndices:  (s): sólido  (l): líquido  (g): gaseoso  (ac): acuoso  Condiciones de reacción: T ó P
  5. 5. Tipos de reacciones  Combinación  Descomposición  Desplazamiento  Doble desplazamiento
  6. 6. Reacciones de combinación  Dos o más sustancias se combinan para generar un nuevo producto  elemento + elemento producto→  elemento + compuesto producto→  compuesto + compuesto producto→
  7. 7. Reacciones de combinación: a. elemento + elemento producto→  Metal + no metal compuesto iónico→ binario 2M(s) + X2 2MX M: Grupo IA: Na, Li, K, Rb, Cs→ X: Grupo VIIA: F, Cl, Br, I M(s) + X2 MX→ 2 M: Grupo IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba X: Grupo VIIA: F, Cl, Br, I  No metal + no metal compuesto→ covalente binario P4(s) + 6Cl2 4PCl→ 3(l) 2H2(g) + O2(g) 2H→ 2O
  8. 8. Reacciones de combinación: b. elemento + compuesto producto→  FeBr2 + 2Br2 2FeBr→ 3  PF3 + F2 PF→ 5  SCl4 + Cl2 SCl→ 6
  9. 9. Reacciones de combinación: c. compuesto + compuesto producto→  Óxido no metálico + agua oxácido→ SO2 + H2O H→ 2SO3 N2O3 + H2O 2HNO→ 2  Óxido metálico + agua hidróxido→ Li2O + H2O 2LiOH→  Óxido metálico + óxido no metálico sal→ CaO + SO3 CaSO→ 4 MgO + CO2 MgCO→ 3 Na2O + P4O10 Na→ 3PO4
  10. 10. Reacciones de descomposición  Una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias  producto → elemento + elemento  producto elemento + compuesto→  producto compuesto + compuesto→
  11. 11. Reacciones de descomposición: a. producto → elemento + elemento 2H2O 2H→ 2(g) + O2(g) 2HgO(s) 2Hg→ (l) + O2(g)
  12. 12. Reacciones de descomposición: b. producto → elemento + compuesto  2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)→
  13. 13. Reacciones de descomposición: c. producto → compuesto + compuesto CaCO3(s) CaO→ (s) + CO2(g) 2H3PO4 P→ 2O5 + 3H2O Ca(OH)2 CaO + H→ 2O
  14. 14. Reacciones de combustión  Reacciones rápidas que producen una llama  O2 siempre como reactivo  Hidrocarburos en aire:  CO2 + H2O productos  Número de moléculas de O2, CO2 , H2O va depender del hidrocarburo que se queme  Hidrocarburos que contengan O: también generan CO2 + H2O como productos
  15. 15. Reacciones de combustión  C3H8(g) + O2(g) 3CO→ 2(g) + 4H2O(g)  CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
  16. 16. Reacciones de oxidación  En nuestro organismo  Condiciones menos severas  Temperatura corporal  También CO2 + H2O como productos
  17. 17. Pesos formulares  Fórmulas y ecuaciones químicas : significado cuantitativo H2O C3H8(g) + O2(g) 3CO→ 2(g) + 4H2O(g) Como los relacionamos con las cantidades que medimos en el laboratorio ?
  18. 18. Pesos formulares  Peso fórmula (PF): suma de todos los pesos atómicos (PA) de cada uno de los átomos de su fórmula química  Molécula: peso molecular (PM)  Sustancia iónica: unidad formular
  19. 19. Composición porcentual a partir de fórmulas  Porcentaje de la masa que corresponde a cada elemento de la sustancia
  20. 20. El mol  Unidad de conteo para describir cantidades tan grandes de átomos y moléculas : mol  # átomos  # moléculas  # iones  Cantidad de materia que contiene tantos objetos como átomos hay en 12g de 12 C
  21. 21. Número de avogadro  6.022 x 10 23  1 mol de átomos de 12 C tiene 6.022 x 10 23 átomos 12 C  1 mol de moléculas de H2O tiene 6.022 x 10 23 moléculas de H2O  1 mol de iones de NO3 - tiene 6.022 x 10 23 iones de NO3 -
  22. 22. Masa molar  1 mol siempre es 6.022 x 10 23  Pero moles de diferentes sustancias tienen masa diferente  1 mol de 12 C: masa de 12uma: equivale a 12g  1 mol de 24 Mg: masa de 24uma: equivale a 24g
  23. 23. Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas  2H2(g) + O2(g) 2 H→ 2O(l) Moles 2 1 2 Moléculas 2 x 6.022 x 10 23 de H2(g) 1 x 6.022 x 10 23 de O2(g) 2 x 6.022 x 10 23 de H2O(l)
  24. 24. Reactivo limitante  Cuando se ha balanceado una ecuación:  los coeficientes representan  el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.  el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.  la estequiometría se emplea para saber los moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo
  25. 25. Reactivo limitante  se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.
  26. 26. Reactivo limitante  La reacción se detiene cuando un reactivo se agota antes que los demás  Reactivo limitante: reactivo que se consume completamente durante la reacción  Reactivo en exceso: reactivo que queda como sobrante
  27. 27. 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.
  28. 28. Reactivo limitante  Considere la siguiente reacción: 2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)  Se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?
  29. 29. Reactivo limitante  1) 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
  30. 30. Reactivo limitante  2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:  a partir de 2 moles de NH3 se obtiene1 mol de (NH2)2CO  a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO
  31. 31. Reactivo limitante  3) 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 moles de (NH2)2CO
  32. 32. Reactivo limitante  4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.  5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:  18,75 moles de (NH2)2CO son 1462,5 g.
  33. 33. Rendimiento teórico  La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.  A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción.  Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico
  34. 34. Rendimiento teórico  % rendimiento: rendimiento real x 100 rendimiento teórico

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