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Estequiometria leyes ponderales definicion

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Estequiometria leyes ponderales definicion

  1. 1. QUIMICA ESTEQUIOMETRIA Lic. Alba Lucia Saavedra Abadia 1 Leyes Ley de conservación de la materia Ley de las proporciones definidas Ley de las proporciones múltiples Enunciada por Lavoisier “ en las reacciones químicas, la cantidad total de materia que interviene permanece constante”. 4Na + O 2 Na O2 2 92 32 124 Enunciada por “José Luis Proust “ En la formación de un compuesto, la cantidad de un elemento que se combinacon una masa definida de otro, es siempre la misma. 2H + O 2H O2 2 2 4 32 36 1 8 Se unen siempre en una proporción 1 a 8 Enunciada por John Dalton “ cuando dos elementos A y B se combinan, pueden unirse para formar más de un compuesto, mientras la masa de A permanece fija, la masa de B guarda entre si, relacion de numeros enteros y sencillos”. N O 28:162 N O 28:482 3 N O 28:802 5 3 veces 5 veces Mientras el nitrógeno permanece constante el oxigeno varía pero entre ellos exista una relación sencilla de 3 veces o 5 veces. Cálculos quimicos COMO SE INTERPRETA UNA ECUACIÓN QUIMICA BaCl + Na SO BaSO + 2 NaCl2 2 4 4 El cloruro de bario reacciona con el sulfato de sodio y produce un precipitado de sulfato de bario y cloruro de sodio
  2. 2. QUIMICA ESTEQUIOMETRIA Lic. Alba Lucia Saavedra Abadia Ley de las proporciones múltiples BaCl2 + + + + + + + + + + Na SO2 4 BaSO4 2 NaCl 1 molécula 1 mol 208 g 23 6.02 x 10 moléculas 23 6.02 x 10 moléculas 23 6.02 x 10 moléculas 23 2 (6.02 x 10 moléculas 1 molécula 1 mol 233 g 2 molécula 2 moles 117 g 1 molécula 1 mol 142 g Produce Produce Produce Produce Interpretación cuantitativa Calculos mol a mol Calculos mol a masa Calculos masa a masa Ejemplo: Por reacción entre Ca(OH) y H PO se produce Ca (PO ) según la ecuación:2 3 4 3 4 2 3Ca(OH) + 2H PO Ca (PO ) + 6H O2 3 4 3 4 2 2 Para obtener 10 moles de Ca (PO ) . ¿Cuántas moles de3 4 2 Ca(OH) y de H PO se necesitan?2 3 4 La ecuación dice que 3 moles de Ca(OH) producen2 x = 30 moles Ca(OH)2 10 mol Ca (Po )3 4 2 3 moles Ca(OH)2 1 mol Ca (PO )3 4 2 x 1 mol Ca (PO )3 4 2 3 moles Ca(OH) x 10 mol Ca (PO )2 3 4 2 X = La ecuación dice que 2 moles de H PO produce 1mol de3 4 Ca (PO ) y con esta información construyo la regla de3 4 2 x = 20 moles H PO2 4 1 mol Ca (PO )3 4 2 2 moles H PO x 10 moles Ca (PO )3 4 3 4 2 X = x 2 moles H PO3 4 1 mol Ca (PO )3 4 2 10 mol Ca (Po )3 4 2 Teniendo en cuenta la ecuación Na O + H O2 2 2NaOH ¿Cuántos gramos de NaOH se producen si reaccionan 2 moles de Na O2 1 mol de NaOH 40 g 4 mol de NaOH X X = 160 g de NaOH Na = 23 O = 16 1 mol de Na O 2 mol de NaOH2 2 mol X X= 4 mol de NaOH 2 ¿Cuántos gramos de KClO son necesarios para obtener3 960 g de O si la ecuación correspondiente a la reacción2 es: 2 KClO KCl + 3O3 2 2(39+35+48) 244 96 3(32) 960X X= 244 x 960 96 X= 2440 g de KClO3
  3. 3. QUIMICA ESTEQUIOMETRIA Lic. Alba Lucia Saavedra Abadia Reactivo limite Es la sustancia que en una reacción química se consume totalmente. Determina la cantidad de productos formados y la de los otros reaccionantes que intervienen.Ercicio: : el amoníaco se produce por reacción del hidrógeno con el nitrógeno, según la ecuación. Si se toman 12 moles de hidrógeno y 5 moles de nitrógeno. Averiguar: a. Reactivo límite b. Cantidad de amoníaco producido c. Cantidad que sobró del otro reactante Ejemplo 3H + N2 2 2NH3 3H + N 2NH2 2 3 5 1 5 moles4 3 12 moles = = Reactivo límite El reactivo limite es el hidrógeno La ecuación dice que 3 moles de H producen 2 moles de NH y2 3 con esto planteo la regla de tres. 3 moles de H 2 moles de Nh2 3 12 moles de H x2 X= 12 moles de H x 2 moles de Nh2 3 3 moles de H2 X = 8 moles de NH3 x = 4 moles de N2 3 moles H2 12 moles H x 1 mol N2 2 x = 12 moles de H2 3 moles de H2 1 mol N2 xX Para averiguar cuánto nitrógeno sobra, tomo lo que me da el problema y le quito lo que reacciona con el reactivo límite. Sobra 1 mol de N2 Pureza Sustancia pura + Impurezas = 100% Sustancia pura = Sustancia Impura x % Impureza De donde se deduce % Impurezas = Peso del compuesto impuro Peso del compuesto puro Ejemplo: Cuantos gramos de HNO del 70% se obtienen3 con 75 g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con 90 g de H SO puros2 4 Solución : Ecuación balanceada Calculo los gramos puros de KNO3 Con el peso del reactivo limite se halla el HNO . La3 ecuación dice que 101 g de KNO producen 63 g de HNO y3 3 con esto planteo la regla de tres Según el problema del HNO que se produce no es puro,3 debe pesar más (sustancias puras + impurezas = 100%) 100 g de sustancia impura tiene 70 g de sustancia pura (70%) Se plantea los datos de la ecuación y los que me da el problema para averiguar el reactivo limite KNO + H SO HNO + KHSO3 2 4 3 4 KNO + H SO HNO + KHSO3 2 4 3 4 75 g de KNO 100%3 X 95% X= 75 g de KNO x 95%3 100% = 71.25 g de KNO puro3 101 g 98 g 63 g 71.25 g 101 g = 0.7 90 g 98 g = 0.91 Menor valor corresponde al reactivo limite Para hallar el reactivo limite se dividen las cantidades de reactivos puros por el peso total de las moles que indica la reacción 101 g de KNO 63 g HNO3 3 71.25 g de KNO x3 X= 71.25 g de KNO x 63 g HNO3 3 101 g KNO3 X= 44.4 g de HNO3 100 g 70 g puros X 44.4 g puros X= 100 g impuros x 44,4 g puros 70 g puros X= 63.4 g de HNO3 4
  4. 4. QUIMICA ESTEQUIOMETRIA Lic. Alba Lucia Saavedra Abadia Rendimiento o eficiencia Es frecuente que en una reacción química el producto real sea menor que el producto calculado teóricamente, luego el rendimiento o eficiencia de la reacción es inferior al 100%. Que el rendimiento o eficiencia sea menor al 100% se debe a: Reacciones reversibles o incompletas Impurezas de reactivos y productos Ineficiencia de los métodos de separación de ù ù Ù R o Ef = x 100 Producido Teórico Producido Real R o Ef = x 100 Producido Teórico Producido Real Ejemplo: El zinc desplaza el hidrógeno del ácido clorhídrico para obtener hidrógeno, para tal fin se utiliza Zn en suficiente cantidad, más 800 gramos de HCl con una pureza del 80% y se obtuvieron 10 gramos de H . ¿Cuál es la eficiencia de la reacción?2 Se escribe la ecuación, se balancea y se averigua el peso de los reactivos y productos de la ecuación. Solución: Zn + 2HCl ZnCl + H2 2 73 g65,4 g 2 g x = 640 g HCl 80% 800 gramos 100% x 100 % 800 g x 80 % X = Eficiencia = 57,14% Aplico la fórmula R = 17,5 g 10 g x 100 Para este tipo de problemas de eficiencia, siempre se da el producto real y se debe Se colocan los datos que pregunta el problema en la ecuación y se plantea la regla de tres, para averiguar el producto teórico. 73 g HCl 640 g HCl x 2 g H2 17,5 gX = = Zn + 2HCl ZnCl + H2 2 73 g 640 g 2 g x 5

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