Química

1. Ingeniería
QUÍMICA BÁSICA (QB0)
CURSO
PROPEDÉUTICO
VERANO 2024
Capítulo II: Estequiometría (S6)

2. Universidad de Piura
Ley general de los gases ideales
PV = nRT (resume todas las leyes de los gases ideales)
R = constante universal de los gases. Unidades: 0,082057 atm·L/mol·K o bien 8,314 J/mol·K.
P y V dependen de R
n es el número de moles
T = temperatura absoluta, en Kelvin
Condiciones estándar (CE) de un gas ideal
Llamadas también condiciones normales de temperatura y presión (CNTP)
Presión = 1 atm ó 760 mm Hg
Temperatura = 0 °C ó 273 K
En CNTP:
1 mol de un gas ideal ocupa 22,4 L = volumen molar normal de un gas ideal = ሶ
V =
V
n
= 22,4
L
mol
Condiciones ambientales: P= 1 atm y T= 25 ºC

3. Universidad de Piura
Ejemplo 3.2.
Un globo meteorológico lleno con helio tiene un volumen de 7240 pie3. Determine la masa
de helio necesaria para llenar este globo a la presión de 745 torr a 21 °C.
Solución:
Volumen:
p3 a L → 7240 pie3 * (12 pulg/pie)3 * (2,54 cm/pulg)3 * (10-3 L/cm3) = 2,05 x 105 L
Presión: Temperatura:
torr a atm →
745 torr
760
torr
atm
= 0,9803 atm °C a K → 21 + 273, 15=294,15 K
Aplicando EGI: PV = nRT →
m
PF
∗ RT → m =
PV(PF)He
RT
m =
(0,9803 atm)(2,05x105 L)(4
g
mol
)
(0,082
atm ∗ L
mol ∗ K
)(21 + 273,15 K)
= 𝟑, 𝟑𝟑 𝐱 𝟏𝟎𝟒 𝐠 𝐝𝐞 𝐇𝐞 = 𝟑𝟑, 𝟑 𝐤𝐠 𝐝𝐞 𝐇𝐞

4. Universidad de Piura
Estequiometría de reacciones químicas
¿Qué masa de CO2 se formaría al hacer reaccionar (quemar) C3H8 con 100 g de O2?
Suponga que la Rx se completa sin requerir, necesariamente, exceso de aire.
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
44g 160 g 132 g 72 g
1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
Solución:
mCO2 = 100 g O2 ∗
132 g CO2
160 g O2
= 𝟖𝟐, 𝟓 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐

5. Universidad de Piura
Información cuantitativa a partir de ecuaciones químicas
Coeficientes estequiométricos: cantidad de partículas (átomos, moléculas o iones)
que se combinan u obtienen y, por extensión, los moles (1 mol = 6,02 x 1023).
Relaciones cuantitativas: ponderal (en masa), molar (moles) y cantidad de
sustancia (número de partículas)
Ejemplo: combustión del propano:
Combustión completa → CO2 y H2O (exceso de oxígeno o exceso de aire).
Combustión incompleta → CO (gas muy tóxico) e incluso hollín (C).
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
N moléculas 5*N moléculas 3*N moléculas 4*N moléculas
1 mol*44 g/mol 5 moles*32 g/mol 3 moles*44 g/mol 4 moles*18 g/mol
44g 160 g 132 g 72 g
204 g 204 g
N = Número de Avogadro = 6,02 x 1023 partículas

6. Universidad de Piura
Ejemplo
¿Qué masa de C3H8 produce 3,01*1023 moléculas de H2O cuando se quema en exceso de O2?
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
N moléculas 5*N moléculas 3*N moléculas 4*N moléculas
44g 160 g 132 g 72 g
1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
Solución:
mC3H8 = 3,01 x 1023 moléculas de H2O ∗
44 g C3H8
4 ∗ 6,02 x 1023 moléculas de H2O
= 𝟓, 𝟓 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝟑𝐇𝟖

7. Universidad de Piura
Estequiometría de reacción
Real
• Sustancias (R y P) impuras → % de pureza
• R y P en proporciones ≠ a las estequiométricas
→ Reactivo limitante
• Reacciones incompletas → % de rendimiento
• Ocurren en 2 o más etapas → Reacciones
secuenciales
Ideal
• Sustancias (R y P) puras
• R y P en proporciones
estequiométricas
• Reacciones completas
• Ocurren en una etapa
Estos conceptos afectan los cálculos en la estequiometría de Rx

8. Universidad de Piura
Pureza de las muestras
En la naturaleza muy rara vez encontramos sustancias puras
Los elementos: formando compuestos (óxidos, sulfuros, sulfatos, cloruros, etc.)
Sólo algunos metales “nobles” se hallan en estado “nativo”: oro (macizo) y cobre
más frecuentemente
En la industria: mayor pureza (calidad) → procesos más sofisticados → mayor precio
Reactivos de laboratorio: pureza/precio
REACTIVO (sal común:
NaCl)
Pureza
mínima
Ensayos
especificado
s
Precio
relativo
Precio
absoluto
(S/./kg)
(Grado) técnico - 0 1 0,30
Reactivo de laboratorio
(propósito general)
99,5 6 1,5 0,45
(Grado) farmacéutico 99,5 10 1,5 0,45
(Grado) analítico 99,9 17 2 0,60
(Grado) biológico molecular 99,5 8 4 1,20
(Grado) cromatográfico 99,9 11 5 1,50
(Grado) análisis de trazas 99,5 26 34 10,20

9. Universidad de Piura
100 g muestra
Pureza y cálculos
Los reactivos en laboratorio no son 100 % puros → tener en cuenta pureza en cálculos
95 g NaOH
100 g muestra
5 g impurezas
95 g NaOH
5 g impurezas
OJO: Las impurezas no son necesariamente
malas (Sal yodada: 0,02 % de yodo)
ACTUAL ANALYSIS, LOT G22931
Meets A.C.S. Specifications
Assay (NaOH) (by acidimetry) ............................ 98,2 %
Sodium Carbonate (Na2CO3) ............................... 0,2 %
Chloride (Cl) ......................................................... < 0,0005 %
Ammonium Hydroxide Precipitate ..................... < 0,01 %
Heavy metals (as Ag) .......................................... < 0,0005 %
Cooper (Cu) .......................................................... 0,0003 %
Potassium (K) (by FES) ....................................... 0,002
Trace impurities (in ppm)
Nitrogen Compounds (as N) ............................... < 2
Phosphate (PO4
3-) ................................................. < 1
Sulphate (SO4
2-
) .................................................... < 5
Iron (Fe) ................................................................ < 2
Mercury (Hg) (by AAS) ........................................ < 0,003
Nickel (Ni) ............................................................. < 2
Si tuviéramos NaOH de 95 % de
pureza (se entiende en masa)
podríamos escribir (factores unidad):

10. Universidad de Piura
El concepto de reactivo limitante
En una reacción los reactivos se combinan en unas relaciones adecuadas ¿Qué pasa si la
relación no es la adecuada?
Ejemplo: H2O → H2 + ½ O2
18 g de H2O → 2 g de H2 + 16 g O2
¿Qué pasa si ponemos a reaccionar 20 g de H2 y 20 g de O2? ¿Qué masa de agua se
produce?... ¿Cómo evaluamos?
Reactivo limitante:
Es aquél que se agota primero y por tanto determina el rendimiento de la reacción. No
podrá obtenerse más productos que aquellos derivados de la cantidad de reactivo
limitante presente. Los otros reactivos reciben el nombre de reactivos excedentes o en
exceso.
OJO: no es la masa (g) quien determina el reactivo limitante, sino la cantidad relativa
expresada en moles

11. Universidad de Piura
Ejemplo 4.15.
¿Qué masa de CO2 se formaría al quemar 50,0 g de C3H8 con 100 g de O2? Suponga
que la Rx se completa sin requerir, necesariamente, exceso de aire.
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O
44g 160 g 132 g 72 g
1 mol 5 moles 3 moles 4 moles
50 g 100 g → x g
Planteo:
1. Suponemos que uno de ellos, p. ej., el C3H8 es el RL (se agota)
2. Calculamos la cantidad del otro reactivo requerido para agotar el RL
3. Evaluamos el resultado y comparamos → determinamos el RL
mO2 necesaria = 50 g de C3H8 ∗
160 g de O2
44 g de C3H8
= 𝟏𝟖𝟏, 𝟖 𝐠 𝐝𝐞 𝐎𝟐 > 𝐚 𝐥𝐨 𝐪𝐮𝐞 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨
El O2 no alcanza, se agota primero → el O2 es el reactivo limitante. La cantidad de productos depende el R.L.
mCO2 = 100 g de O2 ∗
132 g de CO2
160 g de O2
= 𝟖𝟐, 𝟓 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐

12. Universidad de Piura
Ejemplo 4.16.
¿Cuál es la máxima masa de Ni(OH)2 que podría prepararse mezclando dos soluciones que
contienen 25,9 g de NiCl2 y 10,0 g de NaOH, respectivamente?
La ecuación es la siguiente: NiCl2 + NaOH → Ni(OH)2 + NaCl
Planteo:
0. Ajustamos (balanceamos) la ecuación
1. Escribimos relaciones estequiométricas adecuadas
2. Incluimos datos del problema y resolvemos (reglas
de tres o FU)
1mol
NiCl2 + NaOH → Ni(OH)2 + NaCl
2 2
2 moles 2 moles
1mol
129,7 g 80 g 92,7 g 117 g
25,9 g 10,0 g x g
Suponemos que el reactivo limitante es el NiCl2
mNaOH necesaria = 25,9 g de NiCl2 ∗
80 g de NaOH
129,7 g de NiCl2
= 𝟏𝟓, 𝟗𝟖 𝐠 𝐝𝐞 𝐍𝐚𝐎𝐇 > 𝐚 𝐥𝐨 𝐪𝐮𝐞 𝐭𝐞𝐧𝐠𝐨
El NaOH no alcanza, se agota primero → el NaOH es el R.L.
mNi(OH)2 = 10 g de NaOH ∗
92,7 g de Ni(OH)2
80 g de NaOH
= 𝟏𝟏, 𝟔 𝐠 𝐝𝐞 𝐍𝐢(𝐎𝐇)𝟐

13. Universidad de Piura
Porcentaje de rendimiento
Rendimiento teórico: conversión total de R en P → Eficiencia total (100%)
En la práctica no es así por los siguientes motivos:
• Pureza de reactivos
• Cinética de Rxs
• Reversibilidad de Rxs
• Presencia de Rxs secundarias
% Rendimiento = (Rend. real)*100/(Rend. teórico)
Donde:
Rendimiento real = cantidad real obtenida (g)
Rendimiento teórico = cantidad esperada con 100% de eficiencia (g)

14. Universidad de Piura
Ejemplo 4.17.
Una muestra de 15,9 g de benceno, C6H6, se mezcla con exceso de ácido nítrico, HNO3.
Aislamos (obtenemos) 18,0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál es el porcentaje de
rendimiento del C6H5NO2 en esta reacción? La ecuación completa de la obtención de este
compuesto es: C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
C6H6 + HNO3 → C6H5NO2 + H2O
1mol 1mol 1mol 1mol
78 g 63 g 123 g 18 g
15,9 g x g
mC6H5NO2
= 15,9 g de C6H6 ∗
123 g de C6H5NO2
78 g de C6H6
= 𝟐𝟓, 𝟏 𝐠 𝐝𝐞 𝐂𝟔𝐇𝟓𝐍𝐎𝟐 (𝐑𝐞𝐧𝐝. 𝐭𝐞ó𝐫𝐢𝐜𝐨 − 𝑹𝒕)
Rendimiento real 𝑹𝑻: 18,0 g de C6H5NO2
% Rendimiento =
18 g
25,1
∗ 100 = 𝟕𝟏, 𝟕 %