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REACCIONES QUÍMICAS
REACCIONES QUÍMICAS
      y
      y
  DISOLUCIONES
  DISOLUCIONES


          QUÍMICA 2º bachillerato

                                    1
LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA
              LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA
 REACCIONES Y ECUACIONES
 QUÍMICAS:
                                                         PRODUCTOS
      REACTIVOS                 (transformación)

         ruptura de                                  formación de
          enlaces           reagrupamiento              nuevos
                                                        enlaces

   Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen
        lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma:
                        REACTIVOS            PRODUCTOS
En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y
 el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción
                       química debe estar AJUSTADA

 Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en
    los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los
                   coeficientes estequiométricos


                              N2 + 3H2     2NH3
                                                         2
Si intervienen iones, deben ajustarse de
forma que la carga neta sea la misma en      Cu + 2Ag+      Cu2+ + 2Ag
            los dos miembros



ECUACIÓN             permite conocer las sustancias que intervienen en el
 QUÍMICA              proceso químico y la proporción en la que lo hacen


                                                  COEFICIENTES
        FÓRMULAS                                ESTEQUIOMÉTRICOS

   indican cuáles han sido los                    señalan la proporción en
  reactivos y qué productos se                     que las sustancias han
          han formado                                    participado


                       C3H8 + 5 O2     3 CO2 + 4 H2O

                                                       3
INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
 INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
 ESTEQUIOMÉTRICOS.
  Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada
elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la
                                 reacción.

      2H2            +              O2                       2H2O



                         +


    2 moléculas de           1 molécula de oxígeno        2 moléculas de
      hidrógeno                                               agua

   Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
    informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y
                               productos

                                                      4
INTERPRETACIÓN
                         MACROSCÓPICA
                       (relación en moles)

Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de
  cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción.


     2CO               +      O2                            2CO2


  2 moléculas de CO         1 molécula de O2          2 moléculas de CO2
 20 moléculas de CO        10 molécula de O2          20 moléculas de CO2
     2 · 6,02 · 1023       6,02 · 1023 moléculas de     2 · 6,02 · 1023
   moléculas de CO                     O2             moléculas de CO2
   2 moles de CO           1 mol de O2                 2 moles de CO2

  Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
    informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

                                                      5
INTERPRETACIÓN
                         MACROSCÓPICA
                       (relación en masas)

   A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la
reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y
                             de los productos


       N2              +            3H2                             2NH3

    Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan
        las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u


     1 mol de N2                3 moles de H2                  2 moles de NH3
    28,02 g de N2           3 · 2,02 = 6,06 g de H2      2 x 17,04 = 34,08 g de NH3
    Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada
     informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

                                                              6
INTERPRETACIÓN
                      MACROSCÓPICA (relación
                          en volúmenes)
      Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1
           mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros

          2H2               +            O2                   2H2O

      2 moles de H2                   1 mol de O2          2 moles de H2O
    2 · 22,4 litros de H2           22,4 litros de O2    2 · 22,4 litros de H2O



                                +



Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que
 intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y
                                  productos

                                                          7
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS ..
               CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

                             CÁLCULOS CON MASAS

  Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el
             resto de las masas que intervienen en la reacción

 Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de
potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de
                                clorato?

               KClO3                               KCl           +              3/2 O2
          1 mol de KClO3                       1 mol de KCl             3/2 mol de O2
       122,45 g de KClO3                       74,45 g de KCl             48 g de O2
        1000 g de KClO3                                                         X g de O2


     122,45 g de KClO3       1000 g de KClO3                1000 · 72
                         =                            X =                   =     587,45 g de O2
         48 g O2                 X g O2                       122,45

                                                                        8
CÁLCULOS CON EQUIVALENTES GRAMO

  Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina
                 o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno
Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H 2                2 FeH3

      2 · 55,85 g de Fe       1 eq de Fe
                          =                     1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe
          6 g de H            1 eq de H
                                                        Masa atómica
    Para un elemento en general, se cumple que 1 eq =
                                                          valencia


*Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que
posee.
*Para una base la valencia es el número de OH que posee.
*Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar los iones que
la forman.
*En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que
gana o pierde esa sustancia o ese elemento.

                                                                       9
Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3         ClO3- + H+          1 eq = Pm/1

Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e-        Cl-            1 eq = Pm/6



En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un
equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos


  Equivalente=moles x valencia                            El agua es a la vez
                                                           El agua es a la vez
                                                          ácido y base:
                                                           ácido y base:
                                                          H2O =H+++OH- -
                                                          H2O =H +OH
  2NaOH+H2SO4                  Na2SO4+2H2O
                                                          VALENCIA 1.1=1
                                                          VALENCIA 1.1=1
    2.1      1.2                1.2       2.1

  2 eq de    2eq de         2eq de        2 eq de
  NaOH       H2SO4          Na2SO4        H2O

  ¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente!

                                                              10
REACTIVOS CON
                                IMPUREZAS

 Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las
                  cantidades existentes de sustancia pura
   Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de
impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa
                          atómica del Zn = 65,38

                   2 HCl + Zn                  ZnCl 2 + H2

           100 g de muestra          22,75 g
                                 =                           X = 21,1 g de Zn
          (100 – 7,25) g de Zn           X


    Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2

         65,38 g de Zn       21,1 g de Zn
                         =                               Y = 0,645 g de H2
           2 g de H2                 Y


                                                                      11
CÁLCULOS EN REACCIONES
                            SUCESIVAS
En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª puede ser el reactivo de la 2ª,
estableciéndose las sucesivas proporciones estequiométricas, en las que el
                     resultado de la 1ª es dato de la 2ª
 Ejemplo: ¿Qué cantidad de CaC2 se gastará en producir el acetileno (C2H2)
  necesario para obtener por combustión 10 litros de CO2 en condiciones
                               normales?

       La obtención de CO2                            2 C2H2 + 5 O2          4 CO2 + 2 H2O

                        1 mol de CO2              n
 Los moles de CO2:                         =                          n = 0,44 moles de CO2
                         22,4 litros              10
                                                litros
 Los moles de C2H2:   2 mol de C2H2                  n´
                                           =                                n´ = 0,22 moles de C2H2
                        4 mol de CO2           0,44 mol de CO2

      La obtención de C2H2                       CaC2 + 2 H2O             C2H2 + Ca(OH)2

        1 mol de CaC2                  X
                         =                                       X = 0,22 moles de CaC2
        1 mol de C2H2        0,22 mol de C2H2
                                                                             12
ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA.
            ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA.

                Ley de los volúmenes de combinación

   Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas
     condiciones de presión y temperatura, están en relación de números
                               enteros sencillos
  Ley de Gay-Lussac                                         Ley de Avogadro
                                Ecuación de los
Manteniendo constante la                             En condiciones iguales de
                                 gases ideales
presión, todos los gases                              presión y temperatura,
 se dilatan igual con el        pV = nRT           volúmenes iguales de gases
aumento de temperatura                              diferentes tienen el mismo
     (V1/T1 = V2/T2 )                                  número de moléculas
                      Ley de las presiones parciales

   En una mezcla de gases, cada uno ejerce una presión parcial (pi) igual a
    la que ejercería si ocupase el sólo el volumen total. Además, la presión
   parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar (pi =
   pT ni/nT). La presión total es la suma de las presiones parciales (pT = p1 +
                                    p2 + p3 + …)
                                                           13
Aplicando la ecuación de los gases perfectos se demuestra la relación
 entre presión parcial y fracción molar.
       P1 V=n1RT          Para uno cualquiera de los gases de la mezcla

       PtV=ntRT            Para la presión total de la mezcla

Dividiendo uno entre otro queda;                   PV n1 RT
                                                    1
                                                      =
Fracción molar es
                            x1 =
                                 n1                PTV nt RT
                                 nt         P11=x1Pt
                                            P =x1Pt
Ejemplo:Una mezcla de 17,6 g de CO2 4,81 g de CH4 y 5,6 g de CO ejerce
una presión sobre el recipiente que les contiene de 800mmHg calcula la
presión parcial del CH4 en la mezcla
17,6                 4,8            5,6            Moles totales=0,4+0,3+0,2=0,9
     = 0,4mol            = 0,3mol       = 0,2mol
 44                  16             28
       0,3
x1 =       = 0,333         Pmetano=0,333.800=266,4mmHg
       0,9

                                                                14
CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
                  CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.

Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a
partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas


                    reactivo limitante                   reactivo en exceso
                      se consume                          queda parte sin
                     completamente                          reaccionar

El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra
sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte
                                 sin reaccionar
 Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS
   ¿cuál es el                      reactivo limitante y cuál el excedente?
        Fe               +               S                          FeS
    1 mol de Fe                   1 mol de S                    1 mol de FeS
     56 g de Fe                    32 g de S                     88 g de FeS
      7 g de Fe                    X g de S
                                                                  reactivo limitante:   Fe
7 (g de Fe)       X (g de S)             32 · 7                   reactivo en exceso: S
              =                  X =              = 4 g de S
56 (g/mol)        32 (g/mol)                 56
                                                                  15
CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN.
             CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN.
 Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una
                               disolución
                     Indica los gramos de
Porcentaje                                                   g soluto
                   soluto en 100 gramos de      % masa =                  x 100
 en masa                                                   g disolución
                           disolución

                     Indica los moles de                 moles de soluto
Molaridad             soluto en 1 litro de        M =
                                                        litros de disolución
                           disolución
                     Indica los moles de                 moles de soluto
                       soluto en 1 kg de          m =
 Molalidad                                                kg de disolvente
                           disolvente

                     Indica el nº de eq de                 eq de soluto
Normalidad            soluto en 1 litro de
                                                 N =
                                                        litros de disolución
                          disolución
                   Relaciona los moles de un                       ni
 Fracción
                    componente y los moles                 Xi =
  molar                                                            nT
                            totales
                                                        16
CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
                   CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.

 En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos
 disueltos

   Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se
   necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas
   moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u)
La reacción ajustada es:    2AgNO3 +     Na2S             Ag2S   +    2NaNO3


En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S

 Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3:
            1 (mol Na2S)        1 (mol Na2S)
                            =                         x = 0,02 moles de AgNO3
            2 (mol AgNO3)            x

 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de
 AgNO3 es:     0,1 (mol)       0,02 (mol)
                            =                           y = 0,2 L = 200 cm3
                  1 (L)              y
                                                                 17
RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
 RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

  En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades
 previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas,
           impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc.


hay que calcular el RENDIMIENTO                           masa obtenida
                                          rendimiento =                   x 100
   de las reacciones químicas                             masa teórica




                                     El rendimiento de las reacciones es
                                    un factor fundamental en la industria
                                                  química




                                                          18

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Estequiometria

  • 1. REACCIONES QUÍMICAS REACCIONES QUÍMICAS y y DISOLUCIONES DISOLUCIONES QUÍMICA 2º bachillerato 1
  • 2. LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: PRODUCTOS REACTIVOS (transformación) ruptura de formación de enlaces reagrupamiento nuevos enlaces Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS PRODUCTOS En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos N2 + 3H2 2NH3 2
  • 3. Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag los dos miembros ECUACIÓN permite conocer las sustancias que intervienen en el QUÍMICA proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES FÓRMULAS ESTEQUIOMÉTRICOS indican cuáles han sido los señalan la proporción en reactivos y qué productos se que las sustancias han han formado participado C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O 3
  • 4. INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. ESTEQUIOMÉTRICOS. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2H2 + O2 2H2O + 2 moléculas de 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de hidrógeno agua Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos 4
  • 5. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 6,02 · 1023 moléculas de 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO O2 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos 5
  • 6. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos 6
  • 7. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes) Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros 2H2 + O2 2H2O 2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O 2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O + Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos 7
  • 8. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CÁLCULOS CON MASAS Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO3 KCl + 3/2 O2 1 mol de KClO3 1 mol de KCl 3/2 mol de O2 122,45 g de KClO3 74,45 g de KCl 48 g de O2 1000 g de KClO3 X g de O2 122,45 g de KClO3 1000 g de KClO3 1000 · 72 = X = = 587,45 g de O2 48 g O2 X g O2 122,45 8
  • 9. CÁLCULOS CON EQUIVALENTES GRAMO Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H 2 2 FeH3 2 · 55,85 g de Fe 1 eq de Fe = 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe 6 g de H 1 eq de H Masa atómica Para un elemento en general, se cumple que 1 eq = valencia *Para un ácido la valencia es el número de hidrógenos ácidos que posee. *Para una base la valencia es el número de OH que posee. *Para un sal la valencia es el resultado de multiplicar los iones que la forman. *En reacciones rédox, la valencia es el número de electrones que gana o pierde esa sustancia o ese elemento. 9
  • 10. Si el HClO3 actúa como ácido: HClO3 ClO3- + H+ 1 eq = Pm/1 Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl+5 + 6 e- Cl- 1 eq = Pm/6 En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción un equivalente a un equivalente e igual proporción con los productos Equivalente=moles x valencia El agua es a la vez El agua es a la vez ácido y base: ácido y base: H2O =H+++OH- - H2O =H +OH 2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O VALENCIA 1.1=1 VALENCIA 1.1=1 2.1 1.2 1.2 2.1 2 eq de 2eq de 2eq de 2 eq de NaOH H2SO4 Na2SO4 H2O ¡ Todas las reacciones se producen equivalente a equivalente! 10
  • 11. REACTIVOS CON IMPUREZAS Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 2 HCl + Zn ZnCl 2 + H2 100 g de muestra 22,75 g = X = 21,1 g de Zn (100 – 7,25) g de Zn X Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2 65,38 g de Zn 21,1 g de Zn = Y = 0,645 g de H2 2 g de H2 Y 11
  • 12. CÁLCULOS EN REACCIONES SUCESIVAS En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª puede ser el reactivo de la 2ª, estableciéndose las sucesivas proporciones estequiométricas, en las que el resultado de la 1ª es dato de la 2ª Ejemplo: ¿Qué cantidad de CaC2 se gastará en producir el acetileno (C2H2) necesario para obtener por combustión 10 litros de CO2 en condiciones normales? La obtención de CO2 2 C2H2 + 5 O2 4 CO2 + 2 H2O 1 mol de CO2 n Los moles de CO2: = n = 0,44 moles de CO2 22,4 litros 10 litros Los moles de C2H2: 2 mol de C2H2 n´ = n´ = 0,22 moles de C2H2 4 mol de CO2 0,44 mol de CO2 La obtención de C2H2 CaC2 + 2 H2O C2H2 + Ca(OH)2 1 mol de CaC2 X = X = 0,22 moles de CaC2 1 mol de C2H2 0,22 mol de C2H2 12
  • 13. ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA. ESTEQUIOMETRÍA VOLUMÉTRICA. Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos Ley de Gay-Lussac Ley de Avogadro Ecuación de los Manteniendo constante la En condiciones iguales de gases ideales presión, todos los gases presión y temperatura, se dilatan igual con el pV = nRT volúmenes iguales de gases aumento de temperatura diferentes tienen el mismo (V1/T1 = V2/T2 ) número de moléculas Ley de las presiones parciales En una mezcla de gases, cada uno ejerce una presión parcial (pi) igual a la que ejercería si ocupase el sólo el volumen total. Además, la presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar (pi = pT ni/nT). La presión total es la suma de las presiones parciales (pT = p1 + p2 + p3 + …) 13
  • 14. Aplicando la ecuación de los gases perfectos se demuestra la relación entre presión parcial y fracción molar. P1 V=n1RT Para uno cualquiera de los gases de la mezcla PtV=ntRT Para la presión total de la mezcla Dividiendo uno entre otro queda; PV n1 RT 1 = Fracción molar es x1 = n1 PTV nt RT nt P11=x1Pt P =x1Pt Ejemplo:Una mezcla de 17,6 g de CO2 4,81 g de CH4 y 5,6 g de CO ejerce una presión sobre el recipiente que les contiene de 800mmHg calcula la presión parcial del CH4 en la mezcla 17,6 4,8 5,6 Moles totales=0,4+0,3+0,2=0,9 = 0,4mol = 0,3mol = 0,2mol 44 16 28 0,3 x1 = = 0,333 Pmetano=0,333.800=266,4mmHg 0,9 14
  • 15. CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante reactivo en exceso se consume queda parte sin completamente reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que se acaba y de la que se encuentra en exceso queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS 56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS 7 g de Fe X g de S reactivo limitante: Fe 7 (g de Fe) X (g de S) 32 · 7 reactivo en exceso: S = X = = 4 g de S 56 (g/mol) 32 (g/mol) 56 15
  • 16. CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN. CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN. Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución Indica los gramos de Porcentaje g soluto soluto en 100 gramos de % masa = x 100 en masa g disolución disolución Indica los moles de moles de soluto Molaridad soluto en 1 litro de M = litros de disolución disolución Indica los moles de moles de soluto soluto en 1 kg de m = Molalidad kg de disolvente disolvente Indica el nº de eq de eq de soluto Normalidad soluto en 1 litro de N = litros de disolución disolución Relaciona los moles de un ni Fracción componente y los moles Xi = molar nT totales 16
  • 17. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO 3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u) La reacción ajustada es: 2AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3 En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3: 1 (mol Na2S) 1 (mol Na2S) = x = 0,02 moles de AgNO3 2 (mol AgNO3) x La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es: 0,1 (mol) 0,02 (mol) = y = 0,2 L = 200 cm3 1 (L) y 17
  • 18. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO masa obtenida rendimiento = x 100 de las reacciones químicas masa teórica El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química 18