estequio

1. 1. Estequiometría 1.Estequiometría

4. Reacciones químicas y ecuaciones químicas 1.Estequiometría

5. Clasificación de la materia hasta el nivel atómico 1.Estequiometría Materia ¿puede separarse por un proceso físico? Mezcla Sustancia SÍ NO ¿puede descomponerse por un proceso químico? NO SÍ Elemento Compuesto ¿es homogénea? NO SÍ Mezcla heterogénea Disolución Leche H 2 O (l) C 6 H 12 O 6 (s) H 2 (g) O 2 (g) C (s) Disolución de glucosa 0,83 M Sangre (suspensiones) [Lectura: Petrucci 1.4]

7. Reacciones químicas 1.Estequiometría

9. Reacciones químicas y ecuaciones químicas 1.Estequiometría mezcla gaseosa de O 2 y H 2 H 2 O en estado líquido chispa 1) Reactivos y productos: 2) Conservación de los átomos: Cada molécula de O 2 reacciona con dos moléculas de H 2 coeficientes estequiométricos [Lectura: Petrucci 4.1]

14. Ajustes de ecuaciones químicas 1.Estequiometría

16. Ajustes de ecuaciones químicas simples 1.Estequiometría Ejemplo:

17. Ajustes de ecuaciones químicas simples 1.Estequiometría Ejemplo: Reacción global de combustión metabólica completa de la glucosa

19. Reactivo limitante 1.Estequiometría

22. Reactivo limitante 1.Estequiometría Ejemplo: Con el objeto de determinar el valor energético de la glucosa, se realiza un experimento de combustión completa de la misma. Se preparan 2,30 g de glucosa y 2,30 g de oxígeno. ¿Cuánta glucosa y cuánto oxígeno se espera que reaccionen? ¿Cuál es el reactivo limitante? [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción 2) Calculamos la cantidad (en g) de glucosa que reaccionaría con el oxígeno presente 3) Concluimos: Reaccionarán 2,15 g glucosa y los 2,30 g O 2 ; el reactivo limitante es el O 2

23. Rendimiento 1.Estequiometría

25. Rendimiento de las reacciones químicas 1.Estequiometría Ejemplo: La urea, CO(NH 2 ) 2 , se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00] 1) Escribimos y ajustamos la reacción 2) Determinamos el reactivo limitante La proporción estequiométrica NH 3 /CO 2 es 2:1. Si se prepara una mezcla de proporción molar 3:1, hay exceso de NH 3 y el reactivo limitante es el CO 2 , que es quien determina la cantidad de urea que se puede producir. 3) Calculamos el rendimiento teórico como la cantidad de urea que se puede producir a partir de la cantidad de CO 2 utilizada Rendimiento teórico (de urea): 60,06 g

26. Rendimiento de las reacciones químicas 1.Estequiometría 4) Determinamos el rendimiento real como la cantidad de urea realmente producida a partir de la cantidad de CO 2 utilizada Rendimiento real (de urea): 47,7 g 5) Calculamos el rendimiento porcentual Rendimiento porcentual (de urea): 79,4% Ejemplo: La urea, CO(NH 2 ) 2 , se sintetiza a escala industrial por reacción entre amoniaco y dióxido de carbono, que da urea y agua. Por conveniencia metodológica, se prepara una mezcla de reactivos con una proporción molar amoniaco/dióxido de carbono de 3:1 y, cuando se utiliza ésta, se producen 47,7 g de urea por mol de dióxido de carbono. Calcula el rendimiento teórico, el real y el rendimiento porcentual de la reacción. [Masas atómicas: H 1,008; C 12,01; N 14,01; O 16,00]

27. Rendimiento de las reacciones químicas 1.Estequiometría Ejemplo: Si la síntesis industrial de urea a partir de amoniaco y dióxido de carbono tiene un rendimiento del 79,4%, ¿qué masas de amoniaco y de dióxido de carbono se consumen para producir 1000 kg de urea? 1) Calculamos la cantidad de urea que se produciría si el rendimiento fuese del 100% 2) Calculamos las cantidades de reactivos necesarias para producir esa urea; utilizamos la estequiometría de la reacción global ajustada y las masas atómicas (ejemplo anterior)