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  1. 1. Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Estequiometría Prof. Josefina Canales
  2. 2. El Mol • Es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partes elementales (átomos, moléculas, u otras). • 12 gramos de carbono -12. 1 Mol = 6.022045 x 1023 partículas
  3. 3. Relaciones de elementos Mol – Masa Elemento Átomo/Molécula-Masa Mol-Masa Número de Átomos 1 átomo de H = 1.008 uma 1 mol de H = 1.008 g = 6.022 x 1023 átomos 1 átomo de Fe = 55.85 uma 1 mol de Fe = 55.85 g = 6.022 x 1023 átomos 1 átomo de S = 32.07 uma 1 mol de S = 32.07 g = 6.022 x 1023 átomos 1 átomo de O = 16.00 uma 1 mol de O = 16.00 g = 6.022 x 1023 átomos 1 molécula de O2 = 32.00 uma 1 mol de O2 = 32.00 g = 6.022 x 1023 moléculas 1 molécula de S8 = 2059.52 uma 1 mol de S8 = 2059.52 g = 6.022 x 1023 moléculas
  4. 4. Masa atómica Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). El mundo microscópico: los átomos y las moléculas. El mundo macroscópico: los gramos. Por definición: 1 átomo 12C “pesa” 12 uma En esta escala 1H = 1.008 uma 16O = 16.00 uma
  5. 5. Masa molecular – Masa molar ( M ) La masa molecular de un compuesto expresada en uma es numéricamente la misma que la masa de un mol expresado en gramos. Para el agua: H2O Masa molecular = (2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma Masa de una molécula de agua = 18.02 uma Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 g ) + 16.00 g = 18.02 g 18.02 g H2O = 6.022 x 1023 moléculas de agua = 1 mol H2O
  6. 6. Un mol de algunas sustancias conocidas CaCO3 100.09 g Oxígeno 32.00 g Cobre 63.55 g Agua 18.02 g
  7. 7. Información contenida en la fórmula química de la glucosa C6H12O6 ( M = 180.16 g/mol) Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O) Átomos/molécula de compuesto Moles de átomos/ moles de compuesto Átomos/mol de compuesto Masa/molécula de compuesto Masa/mol de compuesto 6 átomos 12 átomos 6 átomos 6 moles de 12 moles de 6 moles de átomos átomos átomos 6(6.022 x 1023) 12(6.022 x 1023) 6(6.022 x 1023) átomos átomos átomos 6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma) =72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma 72.06 g 12.10 g 96.00 g
  8. 8. Relaciones masa - mol de un compuesto Para un elemento Para un compuesto Masa (g) del Elemento Cantidad (mol) del elemento Átomos del elemento Masa (g) del compuesto Cantidad (mol) del compuesto Moléculas (o unidades fórmula) del compuesto) Cantidad (mol) de elementos en el compuesto
  9. 9. Cálculo del número de moles y átomos en la masa dada de un elemento Problema: El Tungsteno (W) es el elemento usado como filamento en las bombillas eléctricas, y tiene el punto de fusión más alto de todos los elementos, 3680oC. ¿Cuántas moles de tungsteno, y átomos de este elemento están contenidos en una muestra de 35.0 mg del metal? Plan: Convierta la masa en moles dividiendo la masa entre el peso atómico del metal, después calcule el número de átomos multiplicando por el número de Avogadro. Solución: Conversión de la masa de W en moles: 1 mol W 183.9 g W Moles de W = 35.0 mg W x = 0.00019032 mol =1.90 x 10 - 4 mol 6.022 x 1023 átomos No. de átomos de W = 1.90 x 10 - 4 mol W x = 1 mol de W = 1.15 x 1020 átomos de Tungsteno
  10. 10. Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto Problema: El Trisodio de fosfato es un componente de algunos detergentes. ¿Cuántas moles y unidades fórmula hay en una muestra de 38.6 g? Plan: Necesitamos determinar la fórmula y la masa molecular de las masas atómicas de cada elemento multiplicadas por los coeficientes. Solución: La fórmula es Na3PO4. Cálculo de la masa molar: M = 3x Sodio + 1 x Fósforo + 4 x oxígeno = 3 x 22.99 g/mol + 1 x 30.97 g/mol + 4 x 16.00 g/mol = 68.97 g/mol + 30.97 g/mol + 64.00 g/mol = 163.94 g/mol Conversion de masa a moles: Moles Na3PO4 = 38.6 g Na3PO4 x (1 mol Na3PO4) 163.94 g Na3PO4 = 0.23545 mol Na3PO4 Unidades fórmula = 0.23545 mol Na3PO4 x 6.022 x 1023 unidades fórmula 1 mol Na3PO4 = 1.46 x 1023 unidades fórmula
  11. 11. Diagrama de flujo para el cálculo del porcentaje de masa Moles de X en un mol de compuesto Masa (g) de X en un mol de compuesto fracción masa de X % masa de X Se multiplica por M (g / mol) de X Se divide entre la masa (g) de un mol de compuesto Se multiplica por 100
  12. 12. Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto Problema: La sucrosa (C12H22O11) es el azúcar de mesa común. ( a) ¿Cuál es el porcentaje de masa de cada elemento en la sucrosa? ( b) ¿Cuántos gramos de carbono hay en 24.35 g de sucrosa? (a) Determinación del porcentaje de cada elemento: masa de C = 12 x 12.01 g C/mol = 144.12 g C/mol masa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/mol masa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol 342.296 g/mol Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C : Total masa de C 144.12 g C fracción masa de C = = masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto = 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105%
  13. 13. Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto (a) continuacion % masa de H = x 100% = x 100% mol H x M de H 22 x 1.008 g H masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g = 6.479% de H mol O x M de O 11 x 16.00 g O % masa % O = x 100% = x 100% masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g = 51.417% de O (b) Determinación de la masa de carbono: masa (g) de C = masa de sucrosa x (fracción masa de C en la sucrosa) 0.421046 g C 1 g sucrosa masa (g) de C = 24.35 g sucrosa x = 10.25 g C
  14. 14. Masa molar y composición % de NH4NO3 • 2 mol N x 14.01 g/mol = 28.02 g N • 4 mol H x 1.008 g/mol = 4.032 g H • 3 mol O x 15.999 g/mol = 48.00 g O 80.05 g/mol 28.02g N2 80.05g %N = x 100% = 35.00% 4.032g H2 80.05g %H = x 100% = 5.037% 48.00g O2 80.05g %O = x 100% = 59.96% 99.997%
  15. 15. Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H2SO4 Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol 2(1.008g H2) %H = x 100% = 2.06% H 98.09g 1(32.07g S) %S = x 100% = 32.69% S 98.09g 4(16.00g O) %O = x 100% = 65.25% O 98.09 g Revision = 100.00%
  16. 16. Fórmulas Empíricas y Moleculares Fórmula empírica – Es la fórmula más simple para un compuesto de acuerdo con el análisis elemental. Es el conjunto más pequeño de número de átomos. Fórmula molecular – Es la fórmula del compuesto tal como existe, puede ser un múltiplo de la fórmula empírica.
  17. 17. Pasos para determinar fórmulas empíricas Masa (g) de cada elemento Cantidad (moles) de cada elemento Fórmula preliminar Fórmula empírica Dividir entre M (g/mol ) Usar el no. de moles como subíndices Cambiar a subínices enteros
  18. 18. Algunos ejemplos de compuestos con la misma relación elemental Fórmula empírica Fórmula molecular CH2 (Hidrocarbonos no saturados) C2H4 , C3H6 , C4H8 OH o HO H2O2 S S8 P P4 Cl Cl2 CH2O (carbohidratos) C6H12O6
  19. 19. Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Problema: El análisis elemental de la muestra de un compuesto da los siguientes resultados: 5.677g Na, 6.420 g Cr, y 7.902 g O. ¿Cuál es la fórmula empírica y el nombre del compuesto? Plan: Primero debemos convertir la masa de los elementos a moles de los elementos usando las masas molares. Después construimos una fórmula y un nombre preliminar del compuesto. Solución: Cálculo de los moles de los elementos: 1 mol Na 22.99 g Na 1 mol Cr 52.00 g Cr 1 mol O 16.00 g O Moles de Na = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O
  20. 20. Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Construcción de la fórmula preliminar: Na0.2469 Cr0.1235 O0.4939 Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice más pequeño): Na1.99 Cr1.00 O4.02 Redondeo de todos los números: Na2CrO4 Cromato de sodio
  21. 21. Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar Problema: El azúcar quemado por energía en las células del cuerpo es la glucosa (M = 180.16 g/mol), el análisis elemental muestra que ésta contiene 40.00% de masa de C, 6.719% de masa de H, y 53.27% de masa de O. (a) Determine la fórmula empírica de la glucosa. (b) Determine su fórmula molecular. Plan: Tenemos sólo los porcentajes de masa, y no el peso del compuesto por lo que asumiremos tener 100g del compuesto, y el % se convierte en gramos, y podemos seguir el procedimiento realizado previamente con las masas de los elementos. Solucion: masa de carbono = 40.00% x 100g/100% = 40.00 g C masa de hidrógeno = 6.719% x 100g/100% = 6.719g H masa de oxígeno = 53.27% x 100g/100% = 53.27 g O 99.989 g del compuesto
  22. 22. Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar Conversión de gramos de elementos a moles: 1 mol C 12.01 g C 1 mol H 1.008 g H 1 mol O 16.00 g O Moles de C = masa de C x = 3.3306 moles C Moles de H = masa de H x = 6.6657 moles H Moles de O = masa de O x = 3.3294 moles O Construcción de la fórmula preliminar C 3.33 H6.67 O3.33 Conversión a subíndices enteros, dividir todos entre el más pequeño: C 3.33/3.33 H6.667 / 3.33 O3.33 / 3.33 = CH2O
  23. 23. Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar (b) Determinación de la fórmula molecular: La masa molar de la fórmula empírica es: 1 x C + 2 x H + 1 x O = 1 x 12.01 + 2 x 1.008 + 1 x 16.00 = 30.03 M de la Glucosa Múltiplos enteros = = M de la fórmula empírica 180.16 30.03 = = 6.00 = 6 Por lo tanto la fórmula molecular es: C 1 x 6 H2 x 6 O1 x 6 = C6H12O6
  24. 24. La adrenalina es un compuesto muy importante en el cuerpo • El análisis da: • C = 56.8 % • H = 6.50 % • O = 28.4 % • N = 8.28 % • Calcule la fórmula empírica
  25. 25. Adrenalina • Suponer 100g! • C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol C • H = 6.50 g H/( 1.008 g H / mol H) = 6.45 mol H • O = 28.4 g O/(16.00 g O/ mol O) = 1.78 mol O • N = 8.28 g N/(14.01 g N/ mol N) = 0.591 mol N (el menor) • Dividir entre 0.591 = • C = 8.00 mol C = 8.0 mol C o • H = 10.9 mol H = 11.0 mol H • O = 3.01 mol O = 3.0 mol O C8H11O3N • N = 1.00 mol N = 1.0 mol N
  26. 26. Aparato de combustión para la determinación de la composición química de compuestos Corriente de O2 Muestra del compuesto conteniendo C, H y otros elementos Horno Absorbente de CO2 Absorbente de H2O Otras sustancias no absorbidas orgánicos m 2 m 2 CnHm + (n+ ) O2 = n CO(g) + H2O(g)
  27. 27. El ácido Ascórbico ( Vitamina C ) Contiene C , H , y O • Después de una combustión, liberando oxígeno, una muestra de 6.49 mg produjo 9.74 mg de CO2 y 2.64 mg H2O • Calcule su fórmula empírica • C: 9.74 x10-3g CO2 x(12.01 g C/44.01 g CO2) = 2.65 x 10-3 g C • H: 2.64 x10-3g H2O x (2.016 g H2/18.02 gH2O) = 2.92 x 10-4 g H • masa oxígeno = 6.49 mg - 2.65 mg - 0.30 mg = 3.54 mg O
  28. 28. Combustión de la Vitamina C • C = 2.65 x 10-3 g C / ( 12.01 g C / mol C ) = = 2.21 x 10-4 mol C • H = 0.295 x 10-3 g H / ( 1.008 g H / mol H ) = = 2.92 x 10-4 mol H • O = 3.54 x 10-3 g O / ( 16.00 g O / mol O ) = = 2.21 x 10-4 mol O • Dividir cada uno entre 2.21 x 10-4 • C = 1.00 Multiplicar cada uno por 3 = 3.00 = 3.0 • H = 1.32 = 3.96 = 4.0 • O = 1.00 = 3.00 = 3.0 C3H4O3
  29. 29. Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión Problema: La Eritrosa (M = 120 g/mol) es un compuesto químico importante como material básico en la síntesis química, y contiene carbono, hidrógeno, y oxígeno. El análisis de combustión de una muestra de 700.0 mg produjo 1.027 g de CO2 y 0.4194 g de H2O. Plan: Encontramos las masas de hidrógeno y carbono usando las fracciones masa de H en H2O, y C en CO2. La masa de carbono e hidrógeno se sustrae de la masa de la muestra para obtener la masa de oxígeno. Entonces podremos calcular las moles, y construir la fórmula empírica, y a partir de la masa molar dada podremos construir la fórmula molecular
  30. 30. Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión Cálculo de las fracciones masa de los elementos: mol C x M de C masa de 1 mol CO2 fracción masa de C en CO2 = = 1 mol C x 12.01 g C/ 1 mol C = = 0.2729 g C / 1 g CO2 44.01 g CO2 mol H x M de H masa de 1 mol H2O fracción masa de H en H2O = = 2 mol H x 1.008 g H / 1 mol H = = 0.1119 g H / 1 g H2O 18.02 g H2O Cálculo de las masas de C y H masa del elemento = masa del compuesto x fracción masa del elemento
  31. 31. Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión 0.2729 g C 1 g CO2 masa (g) de C = 1.027 g CO2 x = 0.2803 g C 0.1119 g H 1 g H2O masa (g) de H = 0.4194 g H2O x = 0.04693 g H Cálculo de la masa de O: masa (g) de O = Masa de la muestra - ( masa de C + masa de H ) = 0.700 g - 0.2803 g C - 0.04693 g H = 0.37277 g O Cálculo de la masa de cada elemento: C = 0.2803 g C / 12.01 g C/ mol C = 0.02334 mol C H = 0.04693 g H / 1.008 g H / mol H = 0.04656 mol H O = 0.37277 g O / 16.00 g O / mol O = 0.02330 mol O C0.02334H0.04656O0.02330 = CH2O masa de la fórmula = 30 g / fórmula 120 g /mol / 30 g / fórmula = 4 unidades de la fórmula / cto.=C4H8O4
  32. 32. Algunos compuestos con fórmula empírica CH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O) Fórmula M molecular (g/mol) Nombre Uso o función CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador biológico C2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre ( 5% solución) C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se forma en el músculo durante el ejercicio C4H8O4 120.10 Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa C5H10O5 150.13 Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B2 C6H12O6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células
  33. 33. Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O Propiedad Etanol Éter dimetílico M (g/mol) 46.07 46.07 Color Incoloro Incoloro Punto de fusión - 117oC - 138.5oC Punto de ebullición 78.5oC - 25oC Densidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mL Uso Intoxicante en las En refrigeracion H H b e b i d a s a l c o h ó l i c a s H H H C C O H H C O C H H H H H
  34. 34. Tres puntos de vista de la reacción química en un flash electricidad electricidad
  35. 35. Moles moles moléculas Número de Avogadro Fórmula molecular átomos 6.022 x 1023
  36. 36. Ecuaciones químicas Informacion cualitativa: Reactivos Productos Estados de la materia: (s) sólido (l) líquido (g) gaseoso (ac) acuoso 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)
  37. 37. Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias se cambian en una o más nuevas sustancias. Una ecuación química usa los símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para formar H2O Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua reactivos productos
  38. 38. Cómo “leer” las ecuaciones químicas 2 Mg + O2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 mole O2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO NO ES 2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce 2 g de MgO
  39. 39. Ecuaciones balanceadas • balance de masa (balance atómico)- mismo número de cada elemento. (1) inicie con el elemento más complejo (2) continúe con los otros elementos (3) ajuste todos los coeficientes (4) revise el balance de los átomos 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + H2O (g) 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g) 1 CH4 (g) + 2 O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g) • no agregue al balance iones “testigo” Ca2+ (aq) + 2 OH- (ac) + Na+ Ca(OH)2 (s) + Na+
  40. 40. Balanceo de ecuaciones químicas Problema: El hidrocarburo hexano es un componente de la gasolina que se quema en el motor de un automóvil para producir dióxido de carbono y agua así como energía. Escriba la ecuación química balanceada para la combustión del hexano (C6H14). Plan: Escriba el esqueleto de la ecuación de acuerdo a la descripción de los compuestos dejando espacios antes de cada compuesto. Inicie el balance con el compuesto más complejo, y deje el oxígeno hasta el final. Solucion: C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía Comience con una molécula de hexano que indica que se obtendrán 6 CO2’s C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) 1 6 + Energía
  41. 41. Balanceo de ecuaciones químicas Los átomos de H se convertirán en H2O, y tenemos 14 átomos de H, dado que cada molécula de agua tiene dos átomos de H, obtendremos un total de 7 moléculas de agua. 1 6 7 C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía Dado que los átomos de oxígeno se presentan sólo como moléculas diatómicas (dos átomos de O, O2), debemos tener números pares en los átomos de oxígeno en el lado de la ecuación donde se encuentra el producto. No es así porque tenemos 7 moléculas de agua; por tanto, multiplique el hexano por 2, obteniendo un total de 12 moléculas de CO2, y 14 moléculas de H2O. C6H2 14 (l) + O2 (g) 12 CO2 (g) + 1 4 H2O(g) + Energía Esto da ahora 12 átomos O2 de dióxido de carbono, y 14 átomos de O del agua, el cual contendrá otras 7 moléculas de O2 para un total de 19 O2 2 19 12 14 C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía
  42. 42. Información contenida en una ecuación balanceada Vista en Reactivos Productos términos de: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 6 H2O(g) + Energía Moléculas 2 moléculas de C2H6 + 7 moléculas de O2 = 4 moléculas de CO2 + 6 moléculas de H2O Cantidad (mol) 2 mol C2H6 + 7 mol O2 = 4 mol CO2 + 6 mol H2O Masa (uma) 60.14 uma C2H6 + 224.00 uma O2 = 176.04 uma CO2 + 108.10 uma H2O Masa (g) 60.14 g C2H6 + 224.00 g O2 = 176.04 g CO2 + 108.10 g H2O Masa total (g) 284.14g = 284.14g
  43. 43. Resumen de las relaciones masa-moles-número en una reacción química MASA (g) del compuesto A MASA (g) del compuesto B M (g/mol) del compuesto A M (g/mol) del compuesto B CANTIDAD (moles) del compuesto B CANTIDAD (moles) del compuesto A Proporcion molar de la ecuación balanceada Número de Avogadro (moléculas/mol) Número de Avogadro (moléculas/mol) MOLÉCULAS (o unidades fórmula) del compuesto A MOLÉCULAS (o unidades fórmula) del compuesto B
  44. 44. Cálculo de ecuación química 6.02 x 1023 moléculas Moles masa Peso Molecular g/mol átomos (moléculas) Número de Avogadro Reactivos Productos
  45. 45. Problema muestra: Cálculo de reactivos y productos en una reacción química Problema: Dada la siguiente reacción química entre el sulfuro de aluminio y el agua, si tenemos 65.80 g de Al2S3: a) ¿Cuántas moles de agua se requieren para la reacción? b) ¿Qué masa de H2S y Al (OH)3 se formaría? Al2S3 (s) + 6 H2O(l) 2 Al(OH)3 (s) + 3 H2S(g) Plan: Calcule los moles de sulfuro de aluminio usando su masa molar; después, a partir de la ecuación, calcule los moles de agua, y luego los moles de sulfuro de hidrógeno, y finalmente la masa del sulfuro de hidrógeno usando su peso molecular. Solucion: a) Masa molar del sulfuro de aluminio = 150.17 g / mol 65.80 g Al2S3 moles Al2S3 = = 0.4382 moles Al2S3 150.17 g Al2S3/ mol Al2S3
  46. 46. Cálculo de reactivos y productos en una a) cont. reacción química 0.4382 moles Al2S3 x = 2.629 moles H2O 6 moles H2O 1 mol Al2S3 3 moles H2S 1 mol Al2S3 b) 0.4382 moles Al2S3 x = 1.314 moles H2S masa molar de H2S = 34.09 g / mol masa H2S = 1.314 moles H2S x = 44.81 g H2S 0.4382 moles Al2S3 x = 0.4764 moles Al(OH)3 masa molar de Al(OH)3 = 78.00 g / mol masa Al(OH)3 = 0.4764 moles Al(OH)3 x = = 37.16 g Al(OH)3 34.09 g H2S 1 mol H2S 2 moles Al(OH)3 1 mol Al2S3 78.00 g Al(OH)3 1 mol Al(OH)3
  47. 47. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Problema: El fosfato de calcio podría ser preparado en la siguiente reacción secuencial: 4 P4 (s) + 10 KClO3 (s) 4 P4O10 (s) + 10 KCl (s) P4O10 (s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4 (ac) 2 H3PO4 (ac) + 3 Ca(OH)2 (ac) 6 H2O(ac) + Ca3(PO4)2 (s) Dados: 15.5 g P4 y suficiente KClO3 , H2O y Ca (OH)2. ¿qué masa de fosfato de calcio podría ser formada? Plan: (1) Calcule los moles de P4. (2) Use las razones molares para obtener los moles de Ca3(PO4)2. (3) Convierta los moles de producto nuevamente a masa usando la masa molar del fosfato de calcio.
  48. 48. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Solución: moles de fósforo = 15.50 g P4 x = 0.1251 mol P4 1 mol P4 123.88 g P4 Para reacción #1 [ 4 P4 (s) + 10 KClO4 (s) 4 P4O10 (s) + 10 KCl (s) ] Para reacción #2 [ 1 P4O10 (s) + 6 H2O(l) 4 H3PO4 (ac) ] Para reacción #3 [ 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O] 4 moles H3PO4 1 mol P4O10 0.1251 moles P4 x x x = 0.2502 moles Ca3(PO4)2 4 moles P4O10 4 moles P4 1 mol Ca3(PO4)2 2 moles H3PO4
  49. 49. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Masa molar de Ca3(PO4)2 = 310.18 g mol masa del producto = 0.2502 moles Ca3(PO4)2 x = = 77.61 g Ca3(PO4)2 310.18 g Ca3(PO4)2 1 mol Ca3(PO4)2
  50. 50. Problemas con reactivo limitante a A + b B + c C d D + e E + f F Pasos para resorverlos 1) Identifique que se trata de un problema de reactivo limitante – se da información de masa, número de moles, número de moléculas, volumen y molaridad de una solución para más de un reactivo. 2) Calcule los moles de cada reactivo. 3) Divida los moles de cada reactivo entre el coeficiente (a,b,c, etc...) 4) El reactivo más pequeño, es el reactivo limitante. 5) Use el reactivo limitante para calcular los moles del producto deseado, entonces conviértalos a las unidades necesarias (moles, masa, volumen, número de átomos, etc....).
  51. 51. Problema con reactivo limitante Problema: Una mezcla de combustible usada en los albores del lanzamiento de cohetes se compone de dos líquidos, hidrazina (N2H4) y tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), que se encienden al contacto para formar nitrógeno gaseoso y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de nitrógeno gaseoso se forman cuando se mezclan 1.00 x 102 g de N2H4 y 2.00 x 102 g de N2O4? Plan: Primero escriba la ecuación balanceada. El hecho de que se den las cantidades de los dos reactivos indica que éste es un problema con reactivo limitante. Calcule las moles de cada reactivo, después divida entre el coeficiente de la ecuación para encontrar cuál es el limitante y usarlo para calcular los moles de nitrógeno gaseoso, después calcule la masa usando el peso molecular del nitrógeno gaseoso. Solucion: 2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 3 N2 (g) + 4 H2O (g) + Energía
  52. 52. Problema con reactivo limitante Masa molar N2H4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 1.008 ) = 32.05 g/mol Masa molar H2O4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 16.00 ) = 92.02 g/mol 1.00 x 102 g 32.05 g/mol Moles N2H4 = = 3.12 moles N2H4 2.00 x 102 g 92.02 g/mol Moles N2O4 = = 2.17 moles N2O4 Dividiendo entre los coeficientes 3.12 mol / 2 = 1.56 mol N2H4 2.17 mol / 1 = 2.17 mol N2O4 Limitante 3 mol N2 2 mol N2H4 Nitrógeno producido = 3.12 mol N2H4 = = 4.68 moles N2 Masa de Nitrógeno = 4.68 moles N2 x 28.02 g N2 / mol = 131 g N2
  53. 53. Reactivo limitante ácido-metal • 2Al(s) + 6HCl(g) 2AlCl3(s) + 3H2(g) • Dados 30.0g Al y 20.0g HCl, ¿Cuántos moles de cloruro de aluminio se formarán? • 30.0g Al / 26.98g Al/mol Al = 1.11 mol Al • 1.11 mol Al / 2 = 0.555 • 20.0g HCl / 36.5g HCl/mol HCl = 0.548 mol HCl • 0.548 mol HCl / 6 = 0.0913 • HCl es más pequeño por lo que es el reactivo limitante
  54. 54. Reactivo limitante ácido-metal • Dado que 6 moles de HCl producen 2 moles de AlCl3 • 0.548 moles de HCl producirán: • 0.548 mol HCl / 6 mol HCl x 2 moles de AlCl3 = 0.183 mol de AlCl3
  55. 55. Problema con reactivo limitante del proceso de Ostwald • ¿Qué masa de NO podría formase mediante la reacción de 30.0g de amonio gaseoso y 40.0g de oxígeno gaseoso? • 4NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO(g) + 6 H2O(g) • 30.0g NH3 / 17.0g NH3/mol NH3 = 1.76 mol NH3 1.76 mol NH3 / 4 = 0.44 mol NH3 • 40.0g O2 / 32.0g O2 /mol O2 = 1.25 mol O2 1.25 mol O2 / 5 = 0.25 mol O2 • Por tanto, el oxígeno es el reactivo limitante 4 mol NO 5 mol O2 • 1.25 mol O2 x = 1.00 mol NO 30.0 g NO 1 mol NO • Masa NO = 1.00 mol NO x = 30.0 g NO
  56. 56. Problema rendimiento porcentual / reactivo limitante Problema: El amoniaco se produce mediante el proceso de Haber con gas hidrógeno y nitrógeno. Si 85.90g de nitrógeno reaccionan con 21.66 g de hidrógeno y la reacción rinde 98.67 g de amoniaco, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Plan: Puesto que se tienen las masas de ambos reactivos, se trata de un problema de reactivo limitante. Primero se determina cuál es el reativo limitante, después se calcula el rendimiento teórico y finalmente el rendimiento porcentual. Solución: Moles de nitrógeno e hidrógeno: 85.90 g N2 28.02 g N2 1 mol N2 moles N2 = = 3.066 mol N2 21.66 g H2 2.016 g H2 1 mol H2 moles H2 = = 10.74 mol H2 Se dividen por el coeficiente para obtener el limitante: 3.066 g N2 1 10.74 g H2 3 = 3.066 = 3.582
  57. 57. Rendimiento porcentual /Reactivo limitante Solución (cont.) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Se tienen 3.066 moles de nitrógeno, y es limitante, por tanto el rendimiento teórico de amoniaco es: 3.066 mol N2 x = 6.132 mol NH3 (Rendimiento teórico) 6.132 mol NH3 x = 104.427 g NH3 (Rendimiento teórico) 2 mol NH3 1 mol N2 17.03 g NH3 1 mol NH3 rendimiento real rendimiento teórico Rendimiento porcentual = x 100% 98.67 g NH3 104.427 g NH3 Rendimiento porcentual = x 100% = 94.49 %
  58. 58. Molaridad (Concentración de soluciones)= M M = m o l e s d e s o l u t o = Moles litros de solución L soluto = material disuelto en un solvente En el aire, el nitrógeno es el solvente y el oxígeno, dióxido de carbono, etc., son los solutos. En agua de mar, el agua es el solvente, y la sal, el cloruro de magnesio, etc., son los solutos. En el latón , el cobre es el solvente (90%), y el inc es el soluto(10%).
  59. 59. Resumen de las relaciones entre masa-mol- número de partículas- volumen en soluciones MASA (g) del compuesto en solución M(g/mol) CANTIDAD (mol) del compuesto en solución Número de Avogadro M (mol/L) MASA (g) del compuesto en solución MASA (g) del compuesto en solución (moléculas/mol)
  60. 60. Preparación de soluciones • ¡Preparar una solución de fosfato de sodio disolviendo 3.95 g de fosfato de sodio en agua y diluyéndola en 300.0 ml o 0.300 l! • ¿Cuál es la molaridad de la sal y cada uno de los iones? • Na3PO4 (s) + H2O(solvent) = 3 Na+ (aq) + PO4 -3 (aq)
  61. 61. Preparación de soluciones • Mol wt de Na3PO4 = 163.94 g / mol • 3.95 g / 163.94 g/mol = 0.0241 mol Na3PO4 • disolver y diluir en 300.0 ml • M = 0.0241 mol Na3PO4 / 0.300 l = 0.0803 M Na3PO4 -3 iones = 0.0803 M • para PO4 • para Na+ iones = 3 x 0.0803 M = 0.241 M
  62. 62. Preparación de soluciones molares en laboratorio
  63. 63. Preparación de una solución de Permanganato de Potasio Permanganato de potasio es KMnO4 y tiene una masa molecular de 158.04 g / mol. Problema: Preparar una solución disolviendo 1.58 gramos de KMnO4 en agua suficiente para hacer 250.00 ml de solución. 1 mol KMnO4 158.04 g KMnO4 1.58 g KMnO4 x = 0.0100 moles KMnO4 0.0100 moles KMnO4 Molaridad = = 0.0400 M 0.250 litros Molaridad de K+ ion = [K+] ion = [MnO4 -] ion = 0.0400 M
  64. 64. Disolucion de soluciones • Tomar 25.00 ml de 0.0400 M KMnO4 • Diluir los 25.00 ml en 1.000 l - ¿Cuál es la molaridad resultante de la solución diluida? • # moles = Vol x M • 0.0250 l x 0.0400 M = 0.00100 Moles • 0.00100 Mol / 1.00 l = 0.00100 M
  65. 65. Conversión de una solución concentrada en una solución Agregar disolvente Solucion concentrada: más partículas de soluto por unidades de volumen Solucion diluída: menos partículas de soluto por unidad de volumen diluída
  66. 66. Cálculo de la ecuación química Peso molecular g/mol 6.02 x 1023 moléculas Moles masa átomos (moléculas) Número de Avogadro Reactivos Productos Molaridad moles / litro Soluciones
  67. 67. Cálculo de la masa de un soluto de un volumen dado de solución Volumen (L) de la solución Molaridad M = (soluto mol / litros de solución) = M/L Moles de soluto Masa molar (M) = ( masa / mol) = g/mol Masa (g) de soluto
  68. 68. Cálculo de la cantidad de reactivos y productos de una reacción en una solución Al(OH)3 (s) + 3 HCl (aq) 3 H2O(l) + AlCl3 (aq) Masa (g) de Al(OH)3 M (g/mol) Moles de Al(OH)3 molar ratio Moles de HCl M ( mol/L) Volumen (L) de HCl Dado 10.0 g Al(OH)3, ¿qué volumen de 1.50 M HCl se requiere para neutralizar la base? 10.0 g Al(OH)3 78.00 g/mol = 0.128 mol Al(OH)3 0.128 mol Al(OH)3 x 3 moles HCl moles Al(OH)3 = 0.385 Moles HCl 1.00 L HCl 1.50 Moles HCl Vol HCl = x 0.385 Moles HCl Vol HCl = 0.256 L = 256 ml
  69. 69. Problemas de reactivo limitante en ejercicios de precipitación – solución Problema: El plomo ha sido utilizado por años como un barniz para artesanías, lo que puede ser un problema si éstas no son horneadas adecuadamente pues el plomo puede lixiviarse de la artesanía. El vinagre se usa en pruebas de lixiviación, seguido de un precipitado de plomo como un sulfuro. Si 257.8 ml de una solución 0.0468 M de nitrato de plomo se agregan a 156.00 ml de una solución 0.095 M de sulfuro de sodio, ¿qué masa de sulfuro de plomo sólido se formará? Plan: Éste es un problema de reactivo limitante porque se dan las cantidades de los dos reactivos. Después de escribir la ecuación balanceada, determine el reactivo limitante, después calcule los moles de producto. Convierta los moles de producto a masa del producto usando masa molar. Solucion: Escritura de la ecuación balanceada: Pb(NO3)2 (ac) + Na2S (ac) 2 NaNO3 (ac) + PbS (s)
  70. 70. Volumen (L) de la solución de Pb(NO3)2 masa (g) de PbS Cantidad (mol) de Pb(NO3)2 Volumen (L) de la solución de Na2S Cantidad (mol) de Na2S Cantidad (mol) de PbS Cantidad (mol) de PbS Multiplicar por M (mol/L) Relación molar Seleccionar el menor número de moles de PbS y multiplicar por M (g/mol) Multiplicar por M (mol/L) Relación molar
  71. 71. Volumen (L) de la solución de Pb(NO3)2 Dividir entre el coeficiente de la ecuación Menor relación molar Volumen (L) de la solución de Na2S Multiplicar por M (mol/L) Multiplicar por M (mol/L) Cantidad (mol) de Pb(NO3)2 Cantidad (mol) de Na2S Dividir entre el coeficiente de la ecuación Cantidad (mol) de PbS masa (g) de PbS
  72. 72. Problemas de reactivo limitante en ejercicios de precipitación – solución Moles Pb(NO3)2 = V x M = 0.2578 L x (0.0468 Mol/L) = = 0.012065 Mol Pb+2 Moles Na2S = V x M = 0.156 L x (0.095 Mol/L) = 0.01482 mol S -2 Por lo tanto, el nitrato de plomo es el reactivo limitante Cálculo de la generación de producto: Moles PbS = 0.012065 Mol Pb+2x = 0.012065 Mol Pb 1 mol PbS +2 1 mol Pb(NO3)2 0.012065 Mol Pb+2 = 0.012065 Mol PbS 0.012065 Mol PbS x 2 3 9 . 3 g P b S = 2.89 g PbS 1 Mol PbS
  73. 73. Relaciones estequiométricas clave entre moles-masa-número MASA (g) del elemento MASA (g) del compuesto A MASA (g) del compuesto B MASA (g) del elemento M (g/mol) M (g/mol) M (g/mol) M (g/mol) CANTIDAD (mol) del elemento en el compuesto A CANTIDAD (mol) del compuesto A CANTIDAD (mol) del compuesto B CANTIDAD (mol) del elemento en el compuesto B fórmula química relación molar fórmula química Número de Avogadro M(mol/L) de la solución de A Número de Avogadro M(mol/L) de la solución de B Número de Avogadro ÁTOMOS del elemento MOLÉCULAS (unidades fórmula) del compuesto A MOLÉCULAS (unidades fórmula) del compuesto B ÁTOMOS del elemento VOLUMEN (L) de la solución A VOLUMEN (L) de la solución B
  74. 74. FIN

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