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Química inorgánica
Docente: Julia Angeles Otárola
Unidad: Relaciones cuantitativas en reacciones
de oxidación – reducción.
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Cálculos estequiométricos en reacciones redox,
considerando rendimiento y pureza.
 Reactivo Limitante.
 Porcentaje de Pureza.
 Porcentaje de Rendimiento.
 Estequiometria masa-masa, masa-moles.
 Estequiometria de Gases.
 Practicamos ejercicios.
Contenido
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad
Aquí irá el video del profesor.
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Importancia
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad
La estequiometría juega un papel muy importante
en la producción de un gran número de sustancias
químicas, las cuales deben estar al cien por ciento
en la calidad de su formulación, es decir "puras“.
Es importante el estudiar las reacciones químicas de
tipo redox, porque a partir de las transferencia de
electrones aparecen numerosas situaciones de la
vida cotidiana y constituyen un aspecto muy
importante en las reacciones biológicas.
Aquí irá el video del profesor.
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Para convertir los gramos (m) a moles (n) de cualquier compuesto sólo hay que
dividir la masa entre la masa molar (M) de dicha compuesto: n = m / M
Ejemplo:
¿Cuántos moles hay en 24,5 g de ácido sulfúrico (H2SO4 )?
El peso molar de H2SO4 es de 98 g/mol
1. Conversión de masa (gramo) a moles
Para conocer acerca del tema de Estequiometría, necesitamos
recordar lo siguiente:
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 24,5𝑔 𝐻2𝑆𝑂4𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
98 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4
= 0,25 𝑚𝑜𝑙
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2. Conversión de mol a gramo
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑥
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
Ejemplo 01: ¿Cuántos gramos de 𝐻2𝑂 ℎ𝑎𝑦 𝑒𝑛 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂?
𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝐻2𝑂) = 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝐻2𝑂 𝑥
18 𝑔 𝑑𝑒𝐻2𝑂
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
= 72 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂
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𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝐻2𝑆𝑂4) = 3,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 𝑥
98 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
= 343,22 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
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4. Relación de moles a moles
Ejemplo:
¿Cuántas moles de Fe2O3 se producirán a partir de…
4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe?
2 1 4 0,5
3. Ajuste de ecuaciones químicas
𝟒𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝑶𝟐 → 𝟐𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐𝑪𝑶𝟐 + 𝟑𝑯𝟐𝑶
Tomar en cuenta que: Siempre es
importante balancear una Reacción
Química
Observar que:
Para 1 mol de Fe2O3 hay 2
átomos de Fe y 3 de Oxígeno
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5. Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier)
Demostró que la suma de las masas de los reactantes es igual a la de las masas
de los productos.
𝟒𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝑶𝟐 → 𝟐 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑
𝟒𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 → 𝟐𝐦𝐨𝐥 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑
Peso Molar:
𝐹𝑒0 = 56, 8 g/mol
𝑂2 = 32
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝐹𝑒2𝑂3= 161,6 g/mol 𝟐𝟐𝟕, 𝟐 𝒈 𝑭𝒆𝟎 + 𝟗𝟔 𝒈 𝑶𝟐 → 323,2 g 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝑹𝑬𝑨𝑪𝑻𝑰𝑽𝑶𝑺 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝑷𝑹𝑶𝑫𝑼𝑪𝑻𝑶𝑺
323,2 g = 323,2 g
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Ley de Conservación de la Masa
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Ingredientes:
•2 taza de arroz
•6 tazas de agua
•2 lata de leche condensada
•2 lata de leche evaporada
•2 palito de canela
•4 clavos de olor
•2 pedazo de cáscara limón
•2 cucharadita de vainilla
•100 gramos de pasas (opcional)
•Canela molida para espolvorear
Para la preparación del postre “Arroz con Leche”, los ingredientes para 12 porciones son:
Responde: ¿Qué crees que suceda si solo tenemos una lata de leche condensada y una lata
de leche evaporada, ¿Crees que podamos preparar Arroz con Leche?
Observa la presente diapositiva y luego responde a la pregunta que
se encuentra en la última línea...
Instrucciones:
1. Cocinar en una olla el arroz con las tres tazas
de agua, la canela, los clavos de olor, las
pasas (opcional), la cáscara de naranja a
fuego medio hasta que el arroz se haya
cocido y el agua evaporado.
2. Retirar la cáscara de canela.
3. Agregar la leche condensada, la leche
evaporada y cocina a fuego lento hasta que el
arroz quede en su punto. Justo después
añade la vainilla, mezcla y cocina por cinco
minutos más.
4. Servir en un recipiente y espolvorear la
canela en polvo.
REACTIVO LIMITANTE
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¿Qué crees que suceda si solo tenemos una lata de leche condensada y una lata de leche
evaporada, ¿Crees que podamos preparar Arroz con Leche?
- La respuesta es que SI se puede preparar Arroz con Leche, para ello podríamos reducir la
receta a la mitad de los ingredientes iniciales, es decir:
Ingredientes:
•1 taza de arroz
•3 tazas de agua
•1 lata de leche condensada
•1 lata de leche evaporada
•1 palito de canela
•2 clavos de olor
•1 pedazo de cáscara limón
•1 cucharadita de vainilla
•50 gramos de pasas (opcional)
•Canela molida para espolvorear
Ingredientes:
•2 tazas de arroz
•6 tazas de agua
•2 latas de leche condensada
•2 latas de leche evaporada
•2 palitos de canela
•4 clavos de olor
•2 pedazos de cáscara limón
•2 cucharaditas de vainilla
•100 gramos de pasas (opcional)
•Canela molida para espolvorear
De receta para 12 personas
Se llegó a receta para 6
personas
Se tuvo que reordenar el
EXCESO de las cantidades de
los ingredientes en función a
los ingredientes que
LIMITABAN la preparación
del postre, es decir...
Aquí irá el video del profesor.
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De la misma manera a lo expuesto con anterioridad, podemos llevarlo a la
parte química, primero haremos una analogía, es decir:
Ingredientes + Instrucciones Arroz con Leche
A + B C
Recordar que cuando estemos frente a una reacción química, debemos
balancearla previamente.
Si se parte de una mezcla de productos que no esté en proporción exacta,
entonces, el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante,
pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que éste se consuma, quedando el
otro (u otros) reactivo en exceso.
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RENDIMIENTO TEÓRICO
Y REACTIVO LIMITANTE
¿Qué sucede si existe un reactivo limitante? Mira el siguiente problema:
2𝑆𝑏(𝑔) + 3 𝐼2(𝑔) → 2𝑆𝑏𝐼3(𝑔)
Si se hacen reaccionar 1,2 mol de Sb y 2,4 mol de I2 , ¿Cuál será el rendimiento teórico?
¿Cuál es el porcentaje de Rendimiento si se tiene 1200 g de 𝑆𝑏𝐼3?
1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo:
mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 𝑥
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏
= 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3
mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 2,4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐼2 𝑥
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3
3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐼2
= 1,6 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3
Reactivo Limitante
Reactivo en Exceso
Cuando el problema da a conocer valores numéricos de los
dos Reactivos, entonces significa que hay que hallar primero
el Reactivo limitante.
Tomar en cuenta: Siempre considerar como REACTIVO LIMITANTE el
menor de los valores numéricos, en este caso será el de 1,2 moles de 𝑆𝑏𝐼3
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2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante:
mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 𝑥
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏
𝑥
1005 𝑔 𝑆𝑏𝐼3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒
= 1206 𝑔 𝑆𝑏𝐼3
% 𝑑𝑒 𝑅𝐸𝑁𝐷𝐼𝑀𝐼𝐸𝑁𝑇𝑂 =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑅𝑒𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑇𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜
3) ¿Cuál es el porcentaje de Rendimiento?
% 𝑑𝑒 𝑅𝐸𝑁𝐷𝐼𝑀𝐼𝐸𝑁𝑇𝑂 =
1 200 𝑔𝑆𝑏𝐼3
1 206 𝑔 𝑆𝑏𝐼3
𝑥 100% = 99,50 %
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RENDIMIENTO TEÓRICO
¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 g de
hidróxido de aluminio?
2 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3 + 3𝐻2𝑆𝑂4 → 6𝐻2𝑂 + 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
𝑚𝑎𝑠𝑎𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 = 39 𝑔 𝐴𝑙( 𝑂𝐻)3 𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3
78 𝑔 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3
x
1 𝑚𝑜𝑙𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
2 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3
x
342 𝑔 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
1 𝑚𝑜𝑙𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 = 85,5 g 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3
Tomar en consideración
También el problema pudo ser planteado de la siguiente manera: ¿Cuánto (g) de sulfato de
aluminio se obtiene a partir de 39 g de hidróxido de aluminio?
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¿Cuántos gramos de KCl se pueden obtener por la descomposición térmica de 80
gramos de KClO3 al 70% de pureza? Según la siguiente reacción química:
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
Solución:
1. Se calcula los gramos puros de KClO3:
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑝𝑢𝑟𝑜 = 80𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥
70 %
100%
= 56 𝑔 𝑑𝑒𝐾𝐶𝑙𝑂3
2. Hallar la masa molar de cada reactivo.
Masa Molar (KCl) : 74,45 g/mol
Masa Molar(KClO3): 122,45 g/mol
3. Determinar los gramos de KCl a partir de los gramos puros:
𝑚𝐾𝐶𝑙 = 56 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3 x
1 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3
122,5 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3
𝑥
2 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙
2 𝑚𝑜𝑙 KClO3
𝑥
74,45 𝑔 𝐾𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 KCl
= 17,02 𝑔 𝐾𝐶𝑙
PORCENTAJE DE PUREZA % 𝑃𝑈𝑅𝐸𝑍𝐴 =
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜
𝑥 100%
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Según la reacción:
¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para que
reaccionen con 5 moles de Na?
Ejercicio N° 01
5 moles Na ------------ ¿m(g) KNO3?
10 moles Na ------------ 2(101g)KNO3
DATOS:
nNa = 5 moles
INCÓGNITA:
mKNO3 =¿m(g)?
PM KNO3 = 101g
5 moles Na x 2(101g) KNO3
m(g) KNO3 =
10 moles Na
m(g) KNO3 = 101 g
SOLUCIÓN:
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Ejercicio N° 02
El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente
ecuación:
¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3
mol de C2H5OH?.
SOLUCIÓN:
DATOS:
nC2H5OH = 3 moles
INCÓGNITA:
nCO2 = ¿n?
3 moles C2H5OH ------------ ¿nCO2?
1 mol C2H5OH ------------ 2 moles CO2
3 moles C2H5OH x 2 molesCO2
nCO2 =
1 molC2H5OH
n CO2 = 6 moles
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Ejercicio N° 03
En la siguiente reacción química:
¿Cuántos litros de CO2 a Condiciones Normales, se
pueden extraer con 1 kg de KOH?
SOLUCIÓN:
DATOS:
mKOH = 1 kg = 1000g
INCÓGNITA:
VCO2 = ¿L?
V = 22,4 L C.N.
n = 1 mol
1000 g KOH ------------ ¿VCO2?
2(56g) KOH ------------ 22,4 L CO2
PM KOH = 56 g
1000 g KOH x 22,4 L CO2
V CO2 =
2 (56 g) KOH
VCO2 = 200 L
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Ejercicio N° 04
Determinar qué volumen de hidrógeno, medido a 45ᵒC y
279mmHg, se recogerá cuando son atacados 30 g de Zn.
SOLUCIÓN:
DATOS:
mZn = 30 g
P.A. Zn = 65 g
INCÓGNITA:
VH2 = ¿L?
T = 45ᵒC +273= 318K
P = 279 mmHg
PV = n R T V = (n R T) / P
30 g Zn ------------ ¿nH2?
65 g Zn ------------ 1 mol H2
nH2 = 0,46 moles
0,46mol x 62,4(mmHg.L/mol.K) x 318K
VH2 =
279 mmHg
VH2 = 32,72 L
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Ejercicio N° 05
La azida de sodio, NaN3, se descompone en los
siguientes elementos:
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para
formar 5 g de nitrógeno gaseoso?
SOLUCIÓN:
DATOS:
mN2 = 5 g
P.A. N2 = 28 g
P.A. NaN3 = 65 g
INCÓGNITA:
mNaN3 = ¿g?
5 g N2 ------------ ¿m(g) NaN3?
3 (28g) N2 ------------ 2(65 g) NaN3
5 g N2 x 2(65 g) NaN3
m(g) NaN3 =
3(28 g) N2
m(g) NaN3 = 7,74 g
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Conclusiones
1. La ley de conservación de las masas es parte de todos
los procesos de transformación química.
2. El emplear reacciones químicas debidamente
balanceadas, permitirá obtener resultados óptimos
en los productos.
3. Para que exista una reacción redox o de reducción-
oxidación, en el sistema tiene que haber un elemento
que ceda electrones y otro que los acepte.
Al finalizar la unidad, el
estudiante resuelve
problemas de estequiometria
en reacciones redox.
Relaciones cuantitativas en
reacciones de oxidación –
reducción.
Logro
Unidad
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  • 1. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Química inorgánica Docente: Julia Angeles Otárola Unidad: Relaciones cuantitativas en reacciones de oxidación – reducción.
  • 2. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Cálculos estequiométricos en reacciones redox, considerando rendimiento y pureza.  Reactivo Limitante.  Porcentaje de Pureza.  Porcentaje de Rendimiento.  Estequiometria masa-masa, masa-moles.  Estequiometria de Gases.  Practicamos ejercicios. Contenido Al finalizar la unidad, el estudiante resuelve problemas de estequiometria en reacciones redox. Relaciones cuantitativas en reacciones de oxidación – reducción. Logro Unidad
  • 3. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Importancia Al finalizar la unidad, el estudiante resuelve problemas de estequiometria en reacciones redox. Relaciones cuantitativas en reacciones de oxidación – reducción. Logro Unidad La estequiometría juega un papel muy importante en la producción de un gran número de sustancias químicas, las cuales deben estar al cien por ciento en la calidad de su formulación, es decir "puras“. Es importante el estudiar las reacciones químicas de tipo redox, porque a partir de las transferencia de electrones aparecen numerosas situaciones de la vida cotidiana y constituyen un aspecto muy importante en las reacciones biológicas.
  • 4. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Para convertir los gramos (m) a moles (n) de cualquier compuesto sólo hay que dividir la masa entre la masa molar (M) de dicha compuesto: n = m / M Ejemplo: ¿Cuántos moles hay en 24,5 g de ácido sulfúrico (H2SO4 )? El peso molar de H2SO4 es de 98 g/mol 1. Conversión de masa (gramo) a moles Para conocer acerca del tema de Estequiometría, necesitamos recordar lo siguiente: 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 24,5𝑔 𝐻2𝑆𝑂4𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 98 𝑔 𝐻2𝑆𝑂4 = 0,25 𝑚𝑜𝑙
  • 5. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. 2. Conversión de mol a gramo 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑥 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 Ejemplo 01: ¿Cuántos gramos de 𝐻2𝑂 ℎ𝑎𝑦 𝑒𝑛 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂? 𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝐻2𝑂) = 4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝐻2𝑂 𝑥 18 𝑔 𝑑𝑒𝐻2𝑂 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 = 72 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 Ejemplo 02: ¿Cuántos gramos de ácido hay en 3,5 moles de 𝐻2𝑆𝑂4? 𝑀𝑎𝑠𝑎 (𝐻2𝑆𝑂4) = 3,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 98 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 = 343,22 𝑔 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4
  • 6. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. 4. Relación de moles a moles Ejemplo: ¿Cuántas moles de Fe2O3 se producirán a partir de… 4 moles de Fe? 2 moles de Fe? 8 moles de Fe? 1 mol de Fe? 2 1 4 0,5 3. Ajuste de ecuaciones químicas 𝟒𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝑶𝟐 → 𝟐𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝟐𝑪𝑶𝟐 + 𝟑𝑯𝟐𝑶 Tomar en cuenta que: Siempre es importante balancear una Reacción Química Observar que: Para 1 mol de Fe2O3 hay 2 átomos de Fe y 3 de Oxígeno
  • 7. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. 5. Ley de conservación de la masa (Ley de Lavoisier) Demostró que la suma de las masas de los reactantes es igual a la de las masas de los productos. 𝟒𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝑶𝟐 → 𝟐 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 𝟒𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆𝟎 + 𝟑𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 → 𝟐𝐦𝐨𝐥 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 Peso Molar: 𝐹𝑒0 = 56, 8 g/mol 𝑂2 = 32 𝑔 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒2𝑂3= 161,6 g/mol 𝟐𝟐𝟕, 𝟐 𝒈 𝑭𝒆𝟎 + 𝟗𝟔 𝒈 𝑶𝟐 → 323,2 g 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝑹𝑬𝑨𝑪𝑻𝑰𝑽𝑶𝑺 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝑷𝑹𝑶𝑫𝑼𝑪𝑻𝑶𝑺 323,2 g = 323,2 g
  • 8. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ley de Conservación de la Masa
  • 9. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ingredientes: •2 taza de arroz •6 tazas de agua •2 lata de leche condensada •2 lata de leche evaporada •2 palito de canela •4 clavos de olor •2 pedazo de cáscara limón •2 cucharadita de vainilla •100 gramos de pasas (opcional) •Canela molida para espolvorear Para la preparación del postre “Arroz con Leche”, los ingredientes para 12 porciones son: Responde: ¿Qué crees que suceda si solo tenemos una lata de leche condensada y una lata de leche evaporada, ¿Crees que podamos preparar Arroz con Leche? Observa la presente diapositiva y luego responde a la pregunta que se encuentra en la última línea... Instrucciones: 1. Cocinar en una olla el arroz con las tres tazas de agua, la canela, los clavos de olor, las pasas (opcional), la cáscara de naranja a fuego medio hasta que el arroz se haya cocido y el agua evaporado. 2. Retirar la cáscara de canela. 3. Agregar la leche condensada, la leche evaporada y cocina a fuego lento hasta que el arroz quede en su punto. Justo después añade la vainilla, mezcla y cocina por cinco minutos más. 4. Servir en un recipiente y espolvorear la canela en polvo. REACTIVO LIMITANTE
  • 10. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. ¿Qué crees que suceda si solo tenemos una lata de leche condensada y una lata de leche evaporada, ¿Crees que podamos preparar Arroz con Leche? - La respuesta es que SI se puede preparar Arroz con Leche, para ello podríamos reducir la receta a la mitad de los ingredientes iniciales, es decir: Ingredientes: •1 taza de arroz •3 tazas de agua •1 lata de leche condensada •1 lata de leche evaporada •1 palito de canela •2 clavos de olor •1 pedazo de cáscara limón •1 cucharadita de vainilla •50 gramos de pasas (opcional) •Canela molida para espolvorear Ingredientes: •2 tazas de arroz •6 tazas de agua •2 latas de leche condensada •2 latas de leche evaporada •2 palitos de canela •4 clavos de olor •2 pedazos de cáscara limón •2 cucharaditas de vainilla •100 gramos de pasas (opcional) •Canela molida para espolvorear De receta para 12 personas Se llegó a receta para 6 personas Se tuvo que reordenar el EXCESO de las cantidades de los ingredientes en función a los ingredientes que LIMITABAN la preparación del postre, es decir...
  • 11. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. De la misma manera a lo expuesto con anterioridad, podemos llevarlo a la parte química, primero haremos una analogía, es decir: Ingredientes + Instrucciones Arroz con Leche A + B C Recordar que cuando estemos frente a una reacción química, debemos balancearla previamente. Si se parte de una mezcla de productos que no esté en proporción exacta, entonces, el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que éste se consuma, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso.
  • 12. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. RENDIMIENTO TEÓRICO Y REACTIVO LIMITANTE ¿Qué sucede si existe un reactivo limitante? Mira el siguiente problema: 2𝑆𝑏(𝑔) + 3 𝐼2(𝑔) → 2𝑆𝑏𝐼3(𝑔) Si se hacen reaccionar 1,2 mol de Sb y 2,4 mol de I2 , ¿Cuál será el rendimiento teórico? ¿Cuál es el porcentaje de Rendimiento si se tiene 1200 g de 𝑆𝑏𝐼3? 1) Se calcula la cantidad de producto que se formaría a partir de cada reactivo: mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 𝑥 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 = 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3 mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 2,4 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐼2 𝑥 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐼2 = 1,6 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3 Reactivo Limitante Reactivo en Exceso Cuando el problema da a conocer valores numéricos de los dos Reactivos, entonces significa que hay que hallar primero el Reactivo limitante. Tomar en cuenta: Siempre considerar como REACTIVO LIMITANTE el menor de los valores numéricos, en este caso será el de 1,2 moles de 𝑆𝑏𝐼3
  • 13. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. 2) Se calcula el rendimiento teórico a partir del reactivo limitante: mol de 𝑆𝑏𝐼3 = 1,2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 𝑥 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏𝐼3 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑆𝑏 𝑥 1005 𝑔 𝑆𝑏𝐼3 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 = 1206 𝑔 𝑆𝑏𝐼3 % 𝑑𝑒 𝑅𝐸𝑁𝐷𝐼𝑀𝐼𝐸𝑁𝑇𝑂 = 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑅𝑒𝑎𝑙 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑇𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 3) ¿Cuál es el porcentaje de Rendimiento? % 𝑑𝑒 𝑅𝐸𝑁𝐷𝐼𝑀𝐼𝐸𝑁𝑇𝑂 = 1 200 𝑔𝑆𝑏𝐼3 1 206 𝑔 𝑆𝑏𝐼3 𝑥 100% = 99,50 %
  • 14. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. RENDIMIENTO TEÓRICO ¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 g de hidróxido de aluminio? 2 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3 + 3𝐻2𝑆𝑂4 → 6𝐻2𝑂 + 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 𝑚𝑎𝑠𝑎𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 = 39 𝑔 𝐴𝑙( 𝑂𝐻)3 𝑥 1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3 78 𝑔 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 x 1 𝑚𝑜𝑙𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 2 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 x 342 𝑔 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 1 𝑚𝑜𝑙𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 = 85,5 g 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 Tomar en consideración También el problema pudo ser planteado de la siguiente manera: ¿Cuánto (g) de sulfato de aluminio se obtiene a partir de 39 g de hidróxido de aluminio?
  • 15. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. ¿Cuántos gramos de KCl se pueden obtener por la descomposición térmica de 80 gramos de KClO3 al 70% de pureza? Según la siguiente reacción química: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 Solución: 1. Se calcula los gramos puros de KClO3: 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑝𝑢𝑟𝑜 = 80𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥 70 % 100% = 56 𝑔 𝑑𝑒𝐾𝐶𝑙𝑂3 2. Hallar la masa molar de cada reactivo. Masa Molar (KCl) : 74,45 g/mol Masa Molar(KClO3): 122,45 g/mol 3. Determinar los gramos de KCl a partir de los gramos puros: 𝑚𝐾𝐶𝑙 = 56 𝑔 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝑙𝑂3 x 1 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙𝑂3 122,5 𝑔 𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑥 2 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐶𝑙 2 𝑚𝑜𝑙 KClO3 𝑥 74,45 𝑔 𝐾𝐶𝑙 1 𝑚𝑜𝑙 KCl = 17,02 𝑔 𝐾𝐶𝑙 PORCENTAJE DE PUREZA % 𝑃𝑈𝑅𝐸𝑍𝐴 = 𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑥 100%
  • 16. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Según la reacción: ¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para que reaccionen con 5 moles de Na? Ejercicio N° 01 5 moles Na ------------ ¿m(g) KNO3? 10 moles Na ------------ 2(101g)KNO3 DATOS: nNa = 5 moles INCÓGNITA: mKNO3 =¿m(g)? PM KNO3 = 101g 5 moles Na x 2(101g) KNO3 m(g) KNO3 = 10 moles Na m(g) KNO3 = 101 g SOLUCIÓN:
  • 17. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ejercicio N° 02 El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación: ¿Cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3 mol de C2H5OH?. SOLUCIÓN: DATOS: nC2H5OH = 3 moles INCÓGNITA: nCO2 = ¿n? 3 moles C2H5OH ------------ ¿nCO2? 1 mol C2H5OH ------------ 2 moles CO2 3 moles C2H5OH x 2 molesCO2 nCO2 = 1 molC2H5OH n CO2 = 6 moles
  • 18. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ejercicio N° 03 En la siguiente reacción química: ¿Cuántos litros de CO2 a Condiciones Normales, se pueden extraer con 1 kg de KOH? SOLUCIÓN: DATOS: mKOH = 1 kg = 1000g INCÓGNITA: VCO2 = ¿L? V = 22,4 L C.N. n = 1 mol 1000 g KOH ------------ ¿VCO2? 2(56g) KOH ------------ 22,4 L CO2 PM KOH = 56 g 1000 g KOH x 22,4 L CO2 V CO2 = 2 (56 g) KOH VCO2 = 200 L
  • 19. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ejercicio N° 04 Determinar qué volumen de hidrógeno, medido a 45ᵒC y 279mmHg, se recogerá cuando son atacados 30 g de Zn. SOLUCIÓN: DATOS: mZn = 30 g P.A. Zn = 65 g INCÓGNITA: VH2 = ¿L? T = 45ᵒC +273= 318K P = 279 mmHg PV = n R T V = (n R T) / P 30 g Zn ------------ ¿nH2? 65 g Zn ------------ 1 mol H2 nH2 = 0,46 moles 0,46mol x 62,4(mmHg.L/mol.K) x 318K VH2 = 279 mmHg VH2 = 32,72 L
  • 20. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Ejercicio N° 05 La azida de sodio, NaN3, se descompone en los siguientes elementos: ¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5 g de nitrógeno gaseoso? SOLUCIÓN: DATOS: mN2 = 5 g P.A. N2 = 28 g P.A. NaN3 = 65 g INCÓGNITA: mNaN3 = ¿g? 5 g N2 ------------ ¿m(g) NaN3? 3 (28g) N2 ------------ 2(65 g) NaN3 5 g N2 x 2(65 g) NaN3 m(g) NaN3 = 3(28 g) N2 m(g) NaN3 = 7,74 g
  • 21. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Conclusiones 1. La ley de conservación de las masas es parte de todos los procesos de transformación química. 2. El emplear reacciones químicas debidamente balanceadas, permitirá obtener resultados óptimos en los productos. 3. Para que exista una reacción redox o de reducción- oxidación, en el sistema tiene que haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte. Al finalizar la unidad, el estudiante resuelve problemas de estequiometria en reacciones redox. Relaciones cuantitativas en reacciones de oxidación – reducción. Logro Unidad
  • 22. Aquí irá el video del profesor. No colocar texto ni imágenes. Gracias