rendimiento de la reaccion

7/21/2019 Rendimiento de La Reaccion

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Estequiometra:

Clculos con frmulas y ecuaciones qumicas

Masa atmicaMasa molar de un elemento y nmero de Avogadro

Masa molecular

Composicin porcentual de los compuestos

Determinacin experimental de frmulas empricasReacciones qumicas y ecuaciones qumicas

Cantidades de reactivos y productos

Reactivo limitante

Rendimiento de una reaccin


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De que depende la masa de un tomo?

Depende del nmero que contiene de electrones, protones y neutrones.

Que es la masa atmica?Es la masa de un tomo en unidades de masa atmica (uma)

Masa atmica (peso atmico)


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Masa atmica promedio

(Peso atmico de un elemento)

6C

12

Nmero de masa

Nmero atmico

-la mayor parte de los elementos en la naturaleza existen como mezclasde istopos

-cuando se mide la masaatmica de un elemento sedebe establecer la masapromedio de la mezclanatural de istopos y de sus

abundancias relativas

Por ejemplo para el Carbono, los nclidos pesan12C 98.892% (abundancia) 12 uma y 13C 1.108 % 13.00335 umamasa atmicapromedio del carbono, tambin se denomina peso atmico

(0.98892)(12uma)+(0.01108)(13.00335 uma) = 12.011 uma


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Masas atmicas y abundancia isotpica

Otro ejemplo

Cuando existen ms de un istopo de un elemento, la masa atmicadel elemento es la media proporcional de las masas de los istopos

que lo componen:

Masaatmica(uma)

Abundancia(%)

35Cl 34.969 75.5337Cl 36.966 24.47

Luego la masa atmica del cloro es:

34.97 x + 36.97 x =75.53

100

24.47

100

35.46 uma


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Masa molar de un elemento y el nmero de

Avogadro NA

Aun las muestras ms pequeas que manejamos en el laboratorio contienen nmerosenormes de tomos, iones y molculas, resulta conveniente tener una unidadespecial para describir cantidades grandes de objetos -Mol, es la cantidad demateria que contiene tantas entidades elementales (tomos, molculas u otraspartculas) como tomos hay exactamente en 12 g ( 0,012 kg) del istopo de

carbono 12. Este nmero se determina experimentalmente,

1 mol de t He6.022 x 1023 t de He

Amadeo Avogadro (NA)1 mol de tomos de 12C = 6.0221367 x 1023partculas


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Masa Molar

Observarque: un tomo de 12C tiene masa de 12 uma 1 mol de tomos de 12C = 12.00 g de 12C (peso exacto por definicin)

La masa de un solo elemento (en uma) es numricamente igual a la masa (engramos) de un mol de tomos de ese elemento

La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar. La masa engramos de cualquier sustancia siempre es numricamente igual a su pesoformular.

una molcula de agua pesa 18 uma; un mol de H2O pesa 18.0 g

Masa atmica de H: 1.008 uma NA= 6.022 x 1023

t de H Masa atmica de He: 4.003 uma NA= 6.022 x 1023t de He Masa atmica de S: 32.07 uma NA= 6.022 x 1023t de S Una unidad de NaCl pesa 58.5 uma; un mol de NaCl pesa 58.5 g


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Los conceptos de nmero de Avogadro y masa molar permiten efectuarconversiones entre masa y moles de tomos, entre numero de tomos y masa, ascomo para calcular la masa de un solo tomo. Para este tipo de clculo seemplearan los siguientes factores unitarios

1 mol de X 1 mol de X__________ = 1 __________________ = 1Masa molar de X 6,022X1023tomos de X


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Ejemplo 1

Cuntos moles de He hay en 6,46 g de He?

1 mol He = 4,003 g de He

1 mol de He6,46 g de He4,003 g de He

x = 1,61 mol de He

Gramos Usar Masa Molar Moles


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Ejemplo 2

Contar tomos indirectamente pesando muestras El mol como puente entre las masas y nmero de partculas Cuntos tomos de Cu hay en una moneda de 3 g?

1 mol de Cu3 g de Cu63.50 g de Cu

x

1 mol de Cux

6.02x1023t de Cu

= 3 x 1022

tomos de Cu

Gramos Usar Masa Molar Moles NA Molculas


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Ejemplo 3

Cuntos tomos de C hay en 0.350 mol de C6H12O6? Sabemos la frmula C6H12O6Si!!! y sabemos que es un mol Qu ms sabemos?Que hay 6 tomos de C en 1 molcula de C6H12O6,

entonces Cul ser el factor de conversin a utilizar?


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Ejemplo 3

t. de C = 0.350 mol C6H12O66.02x1023 molculas C6H12O6

1 mol C6H12O6

x6 t de C

1 molcula C6H12O6

tomos de C = 1.26 x 1024 tomos

x

El nmero de tomos de carbono ser:


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Masa molecular (PM)

-si la frmula qumicade un compuesto es su frmula molecular, entonces elpeso formulares el peso molecular.

-El peso molecularno es ms que la suma de los pesos atmicos (en uma) paracada elemento en una frmula qumica, por ejemplo (PA; peso atmico)

H2SO4 PM = 2(PA tomo H) +(PA tomo S) + 4(PA tomo O)= 2(1.0 uma) +(32.0 uma) + 4 (16.0 uma)= 98.0 uma

-En el caso de compuestos inicos, no es apropiado hablar de molculas, (no PMni FM), entonces slo podemos hablar de pesos formulares,

El peso formulardel NaCl es: PF = 23.0 uma (Na) + 35.5 uma (Cl) = 58.5 uma.


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Ejemplo 4

Calcular el PF de sacarosa C12H22O11Sumando los PA de la sacarosa, tenemos el peso molecular

12 C tomos = 12 (12.0 uma) = 144.0 uma22 H tomos = 22 (1.0 uma) = 22.0 uma11 O tomos = 11 (16.0 uma) = 176.0 uma

= 342.0 uma


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Masa molar

-A partir de la masa molecular se puede determinar la masa molar de unamolcula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es

numricamente igual a su masa molecular (en uma).

Cuntos moles hay en 24.5 g de cido sulfrico (H2SO4)?Ya sabemos que el peso molecular es de 98 g/mol, por lo que

24,5 g de H2SO41 mol de H2SO4

98 g de H2SO4= 0.25 mol de H2SO4xn =


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I nterconversiones masas, moles y nmeros de

par tculasEl conocimiento de la masa molar facilita el calculo de numero de moles y de

las cantidades de tomos individuales en una determinada cantidad decompuestoCalcule el nmero de moles de glucosa que C6H12O6que hay en 5.380 gYa sabemos que el peso molecular es de 180.0 g/mol, por lo que

= 0.02989 mol deC6H12O6

5.380 g de C6H

12O

6

1 mol de C6H12O6

180.0 g de C6H12O6xn =

La masa molar proporciona el factor de conversin para convertir de gramosa moles; 1 mol de sacarosa = 180.0 g de C6H12O6


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I nterconversiones masas, moles y nmeros de

par tculasEl conocimiento de la masa molar facilita el calculo de numero de moles y de

las cantidades de tomos individuales en una determinada cantidad decompuestoCalcule el nmero de moles de glucosa que C6H12O6que hay en 5.380 gYa sabemos que el peso molecular es de 180.0 g/mol, por lo que

= 0.02989 mol deC6H12O6

5.380 g de C6H

12O

6

1 mol de C6H12O6

180.0 g de C6H12O6xn =

La masa molar proporciona el factor de conversin para convertir de gramosa moles; 1 mol de sacarosa = 180.0 g de C6H12O6


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Ejemplo

Cul es la masa en gramos, de 0.433 moles Ca(NO3)2?

Necesitamos el peso molecular de nitrato de calcio, ste se puededeterminar de la frmula qumica, PM Ca(NO3)2= 164.1 uma, por lo tantoun mol pesar 164.1 g, usando el factor de conversin adecuado,

0.433 mol Ca(NO3)2Ca(NO3)2g =164.1 g

1 mol Ca(NO3)2

x

Ca(NO3)2g = 71.1 g


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Composicin porcentual a partir de frmulas

-Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los

elementos presentes en un compuesto

-La composicin porcentual se obtiene al dividir la masa de cada

elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del

compuesto y multiplicado por 100%.

-se utiliza generalmente para verificar pureza, comparando la calculadacon la obtenida experimentalmente. sta comparacin es ms sencilla si

se conoce la frmula del compuesto

% elemento= n x masa molar del elementoMasa molar del compuesto

x 100 %

n es el nmero de moles del elemento contenidos en un mol de compuesto


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Composicin porcentual a partir de frmulas

Ejemplo: H2SO4

Masa molar = 98 gH : 2 x 1 g = 2 g

O = 4 x 16 g = 64 g

S = 1 x 32 g = 32 g

% H =2

98x 100 = 2.04 % de H

% O =64

98

x 100 = 65.3 % de O

% S =32

98x 100 = 32.65 % de S

Calcule la composicin porcentual en masa de cada uno de los elementosdel cido sulfrico


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Frmulas empricas a par tir de anlisis-La frmula emprica de una sustancia indica el nmero relativo de tomos de cadaelemento en una sustancia, por ejemplo

-Esta relacin tambin se puede dar a nivel molar: 1 mol de agua, contienedos moles de tomos de hidrgeno y 1 mol de tomos de oxgeno.

Al contrario

-la relacin entre los nmeros de moles de cada elemento en un compuesto indicalos subndices de la frmula emprica, de esta manera el concepto de Mol,

nos permite calcular la frmula emprica


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Frmulas empricas a par tir de anlisis La frmula emprica nos da la composicin de un compuesto La composicin de un compuesto esta convenientemente representada

por la composicin porcentual de sus elementosque es EL PORCENTAJE EN MASA DE CADA ELEMENTO EN UN COMPUESTO

Cmo se obtiene EL PORCENTAJE?, dividiendo la masa del elemento contenida en unmol del compuesto y multiplicamos x 100

Ejemplo

1 mol de H2O2, tenemos 2 moles de t. H y 2 moles de t. de OMasa molar H 1.008 g y O 16.00 g, H2O234.02 gEntonces

%H = 2.016 x 100 = 5.926 %

34.02

%O = 32.00x 100 = 94.06 %

34.02

5.926 g 1 mol = 5.879 mol H1.008 g

94.06 g 1 mol = 5.879 mol O16.00 g

Frmula Emprica HO


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Ejemplo

Suponga que por anlisis de una sustancia se obtienen 40.92 % de C,

4.58 % H y 54.50 % de O en masa,Cmo determinamos su frmula emprica?-como la suma de todo es 100%, es conveniente considerar 100 g de

sustanciaEn 100 g de la sustancia habr 40.92 g de C, 4.58 g de H y 54.50 g de O

-ahora calculamos el nmero de moles de cada elemento en el compuesto,Cmo?nC= 40.92 g C x 1 mol C = 3.407 mol

12.01 g CnH= 4.58 g H x 1 mol H = 4.54 mol H

1.008 g HnO= 54.50 g O x 1 mol O = 3.406 mol O

16.00 g OF.E. C3.407H4.54O3.406 NECESITAMOS NoENTEROS!


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Continuacin

Podemos transfrmalos a nmeros enteros dividiendo por el mspequeo,

C 3.407 = 1 H 4.54 = 1.33 O 3.406 = 13.406 3.406 3.406

F.E. CH1.33OAun no es la adecuada, entonces multiplicamos por un nmero enteropara hasta obtener la cantidad correcta,

1.33 x 1 = 1.33*

1.33 x 3 = 3.99 aproximamos a 4 y multiplicamos F.E.y obtenemos

C3H4O3


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Frmulas empricas a par tir de anlisisA partir de la composicin porcentual de un compuesto (que puede obtenersemediante un analizador elemental), es posible deducir su frmula ms simple,

o frmula emprica, que es una relacin simple (relativa) de nmeros enterosentre los tomos que lo componen, no es una frmula molecular

Ejemplo: calcular la frmula emprica para un compuesto que contiene:

6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.


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Frmulas empricas a par tir de anlisis

6.64 g de K x1 mol de K

39.1 g de K= 0.170 mol de K

8.84 g de Cr x

1 mol de Cr

52.0 g de Cr = 0.170 mol de Cr

9.52 g de O x1 mol de O

16.0 g de O= 0.595 mol de O

a) Se calcula el nmero de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor nmero de moles

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

/ 0.170 mol K

= 1mol K /mol K

= 1mol Cr /mol K

= 3.5mol O /mol K

1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7


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Anlisis por Combustin

-compuesto que contiene C e H, todo el C pasa a CO2y todo el H a H2O-Podemos calcular el incremento en masa de los absorbedores de CO2y H2O-Se pueden usar las masas de CO2y H2O para determinar las cantidades dede C e H en el compuesto original

CH3CH2OH + 3O2 2CO2 + 3H2OEtanol

Absorbedor H2OMg(ClO4)2

Absorbedor CO2NaOH


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Continuacin

Por ejemplo, 11,5 g de una muestra producen 22.0 g de CO2y 13.5 g H2O,Cul ser la formula emprica de la muestra?


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Continuacin

Qu hacemos?, OBTENEMOS LA MASA POR ATOMO DE ELEMENTO

Masa de C = 22.0 g CO2x 1 mol CO2 x 1 mol C x 12.01 g C = 6.00 g C

44.01 g CO2 1 mol CO2 1 mol C

Masa de H = 13.5 g H2

O x 1 mol H2

O x 2 mol H x 1.008 g H = 1.51 g H

18.02 g H2O 1 mol H2O 1 mol H


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continuacin-Asi en 11.5 g de etanol hay 6.00 g C y 1.51 g H, el resto ser Oxgeno !

Ejemplo: Ahora obtenemos el nmero de moles

6.00 g de C x1 mol de C

12.01 g de C= 0.500 mol de C

1.51 g de H x

1 mol de H

1.008 g de H = 1.50 mol de H

4.00 g de O x1 mol de O

16.0 grs de O= 0.25 mol de O

a) Se calcula el nmero relativo de moles de cada elemento:

b) y se divide por el menor nmero de moles

/ 0.25 mol O

/ 0.25 mol O

/ 0.25 mol O

= 2mol C /mol O

= 6mol H /mol O

= 1mol O /mol O

0.5 C : 1.5 H: 0.25 O 2 C: 6 H: 1 O C2H6O

Masa Oxgeno = 11.5 g ( 6.00 g C + 1.51 g H)


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Frmula molecular a parti r de frmula emprica

La frmula emprica no tiene necesariamente que coincidir con la frmula

molecular. Por ejemplo, la frmula emprica del benceno es CH, que no tienecorrespondencia con ninguna molcula real, mientras que su frmulamolecular es C6H6.

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

C6H6CH

frmula emprica frmula molecularPara poder calcular la frmula molecular es preciso conocer la frmulaemprica y la masa molar aproximada de la sustancia, ya que la frmulamolecular pesa nveces la frmula emprica.

Los subndices de una frmula molecular son siempre mltiplos enterosde la formula emprica, por ende podemos obtener nsi comparamos elpeso formular con el peso molecular

n=PM

PF


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Ejemplo:la frmula emprica de la glucosa es CH2O, y su masa moleculares 180 uma. Escribir su frmula molecular.

n=180 grs/mol glucosa

30 grs de CH2O

Frmula molecular = (CH2O)n

Masa CH2O = 12 uma+ 2 uma+ 16 uma

= 30 uma,

= 6 (CH2O)6

C6H12O6


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Ejemplo: la F.E. de C3H4 (mesitileno, hidrocarburo encontrado en elpetroleo) tiene una masa molecular determinada experimentalmente de121 uma. Determine su frmula molecular.


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Ejemplo: la F.E. de C3H4 (mesitileno, hidrocarburo encontrado en elpetroleo) tiene una masa molecular determinada experimentalmente de121 uma. Determine su frmula molecular.

n=121 g/mol

40 g de CH2O

Frmula molecular = C3H

4

Masa C3H4= 3* 12.0 uma + 4* 1.0 uma

= 40.0 uma,

= 3.02 (C3H4)3

C9H12


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Ley de la conservacin de la masa o ley de

Lavoisier

Est importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reaccinqumica: lasuma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual ala suma de las masas de los productos de la reaccino bien: la materiani se crea ni se destruye solo se transforma.


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Ley de Proust o de las proporciones constantes

PROUST en 1808, tras ocho aos de las investigaciones, J.L. Proustllego a la conclusin de que para formar un determinado compuesto, doso ms elementos qumicos se unen y siempre en la misma proporcinponderal.

Louis Joseph Proust enuncio esta ley diciendo que : Un compuesto

qumico tiene siempre la misma composicin, es decir, la mismaproporcin en masa de los elementos que lo forman,independientemente del mtodo empleado para obtenerlo.


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Una aplicacin de la ley de Proust es la obtencin de la denominadacomposicin centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderalque representa cada elemento dentro de la molcula. Ejemplo:

En la reaccin de formacin del amoniaco, a partir de los gasesNitrgeno e Hidrgeno:

N2+ 3 H2 2 NH3

las cantidades de reactivos que se combinaban entre s, fueron: NITRGENOHIDRGENO 28 g.6 g. 14 g.3 g. 56 g.12 g.

Ley de Proust o de las proporciones constantes


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Ley de Dalton o de las proporciones mltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre s para dar lugar avarios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley deProust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementoscombinados con un mismo peso del otro guardaran entren s una relacin,expresables generalmente por medio de nmeros enteros sencillos.Ejemplo:


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La combinacin de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) condistintas cantidades de Oxgeno.

C + O2--> CO2

12 g de C + 32 g de O2--> 44 g CO2C + O --> CO

12 g de C + 16 g de O2--> 28 g CO2

Se observa que las cantidades de oxgeno mantienen la relacin

numrica sencilla (en este caso "el doble") 32/16 = 2


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Ley de las proporciones equivalentes o recprocas

(r ichter 1792).

-"Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con unmismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a aquelloselementos cuando se combinan entre s, o bien mltiplos osubmltiplos de estos pesos."


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Ejemplo: C + H2 CH4 3g + 1.008g 4.008g Cl2 + H2 HCI 35.59 1.008g 36.508g

Esto indica que 1.008g de hidrgeno reaccionan con 3g decarbono o con 35.5g de cloro, por lo tanto, 3g de carbonoreaccionan con 35.5g de cloro.

C + 1/2Cl2 CCl4

3g + 35.5g 38.5g Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE: Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se

combina con 8 g. de Oxgeno, o con 1.008 g. de Hidrgeno.


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Lavoisier, 1789

A finales del siglo XVIII observ que las masas totales de lassustancias presentes despus de una reaccin eran igual a las masastotales antes de la reaccin.

Es lo que hoy conocemos como ley de la conservacin de masa, una delas leyes fundamentales del cambio qumico.

La teora atmica dio bases para entender esta ley: los tomos no secrean ni se destruyen durante ninguna reaccin qumica, la mismacoleccin de tomos se encuentra antes y despus, rx solo es unreacomodo

Estudiaremos la naturaleza cuantitativa de las frmulas qumicas y delas reacciones qumicas.

Rplica del laboratorio deLavoisier en Alemania.


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Cuando se balancea una ecuacin qumica hay que tener encuenta que lo que estamos modificando es el nmero demolculas en la reaccin no la identidad de stas, por ejemplocambiar el subndice al tomo de oxgeno de una molcula deH2O cambia a perxido de hidrgeno H2O2, molcula con

propiedades muy distintas al agua.


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Ajuste de ecuaciones qumicas

Las ecuaciones qumicas deben estar ajustadas, de forma que se cumpla

la ley de conservacin de la masa. Debe igualmente haber el mismonmero de tomos de cada elemento a ambos lados de la ecuacin, en losreactivos y en los productos.

CH3CH2OH + O2 CO2 + H2O3 2 3Antes de Balancear la ecuacin,

Despus de Balancear la ecuacin (al agregar los coeficientes en rojo),


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Escritura de ecuaciones qumicas

Una ecuacin qumica debe contener:

CaO + CO2

Todos los productos

Las condiciones de la reaccin

CaCO3

Todos los reactivos

El estado fsico de las sustancias

(s) (s) (g)

CH4(g)+ 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(g)(g) Gas ; (l) lquido; (s) slido ; (ac) solucin acuosa

I f i ti t ti ti d i


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I nformacin cuanti tativa a parti r de ecuacionesbalanceadas, mtodo del mol

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

- Para interpretar una reaccin qumica en forma cuantitativa se requiere aplicar elconociemiento de las masas molares y el concepto del mol

- Los coeficientes de una ecuacin qumica representan el nmero de molculas o el nmerode moles de reactivos y productos.

- En el mtodo del mol, Los coeficientes estequiomtricos de una reaccin qumicabalanceada se pueden interpretar como los nmeros relativos de moles que intervienen enla reaccin

- Estos coeficientes se denominan cantidades estequiomtricas equivalentes

2 moles H2 1 mol O2 2 moles H2O

-Dichos coeficientes en una ecuacin balanceadapueden emplearsecomo factores de conversin para calcular la cantidad de productoformada o la de reactivo consumida.

I f i ti t ti ti d i


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I nformacin cuanti tativa a parti r de ecuacionesbalanceadas

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

- Cuntos moles de H2O se producen a partir de 1.57 moles de O2?

2 moles H2 1 mol O2 2 moles H2O

Moles de H2O = 1.57 moles O2x 2 moles H2O

1 moles de O2

= 3.14 moles de H2O


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Ejemplo

Cul es la masa de CO2que se produce al quemar 1.0 g de C4H10?Cul es la masa de O2que se consume al quemar 1.0 g de C4H10?

C4H10(l) + O2(g)CO2(g) + H2O(l)


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Ejemplo

Cul es la masa de CO2que se produce al quemar 1.0 g de C4H10?

2 moles C4H10 13 moles O2 8 moles CO2 10 moles H2O 1 mol C4H10= 58.0 g

Moles de C4H10= (1.00 g C4H10) 1 mol C4H10

58 g C4H10

=1.72x10-2moles C4H10

. Moles de CO2= (1.72x10-2

moles C4H10)x 8 moles CO2 = 6.88x10-2

moles CO22 moles C4H10

. g de CO2= (6.88x10-2moles CO2) x 44.0 g CO2 = 3.03 g CO21 mol CO2

2C4H10(l) + 13O2(g)8CO2(g) + 10H2O(l)


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Ejemplo

2C4H10(l) + 13O2(g)8CO2(g) + 10H2O(l)

Cul es la masa de O2que se consume al quemar 1.0 g de C4H10? 2 moles C4H10 13 moles O2 8 moles CO2 10 moles H2O 1 mol C4H10= 58.0 g

Moles de C4H10= (1.00 g C4H10) 1 mol C4H1058 g C4H10

=1.72x10-2moles C4H10

. Moles de O2= (1.72x10-2moles C4H10) x 13 moles O2 = 1.11x10-2moles O22 moles C4H10

. g de O2= (1.11x10-2moles O2) x 32.0 g O2 = 3.58 g O21 mol O2


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2Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3

1.Cuntos moles de H2SO4se necesitan para producir 8.0 moles de Al2(SO4)3?

Relaciones de masa de las ecuaciones

8 mol Al2(SO4)3x3 mol de H2SO4

1 mol Al2(SO4)3

= 24 mol de H2SO4

2. Cuntos moles de H2O se obtendrn a partir de 156 g de Al(OH)3?

156 g Al(OH)3x1 mol Al(OH)3

78 g Al(OH)3

= 6 mol de H2O6 mol de H2O

2 mol Al(OH)3

x

R l i d d l i


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3. Cuntos g de Al(OH)3 reaccionarn con 59 g de H2SO4?

59 g H2SO4x1 mol H2SO4

98 g H2SO4

= 31 g Al(OH)3

2 mol Al(OH)3

3 mol H2SO4x

2Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3

78 g Al(OH)3

1 mol Al(OH)3x

Relaciones de masa de las ecuaciones


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Continuacin

R i li i


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Reactivo limitante

El reactivo que se consume por completo en una reaccin qumica sedenomina reactivo limitante porque determina o limita, la cantidad de

producto que se forma

El reactivo que sobra se llama reactivo en exceso

La cantidad de producto o productos formados estn determinadospor la cantidad de reactivo limitante

Dicho de otra manera

Si se parte de una mezcla de productos que no es laestequiomtrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denominareactivo limitante, pues la reaccin slo tendr lugar hasta que se consumaste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso.

R ti l i i t t


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Reactivo limitante

-Qu pasa cuando un reactivo se agota antes que los dems?

La reaccin se detiene tan pronto como se consume totalmente cualquierade los reactivos, dejando los reactivos en exceso sobrantes

Supongamos tenemos una mezcla de 10 moles de H2y 7 moles de O2

H2(g) + O2(g) H2O(l)

Ejemplo


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2H2(g)+ O2(g) 2H2O(l)

j p

-Tenemos 10 moles de H2y 7 moles de O2

-Cul es el reactivo limitante ?Qu sabemos?

Tenemos las cantidades estequiomtricas equivalentes,i.e.,

2 mol H2 1 mol O2 2 mol H2O

2 mol H2

1 mol O2

2 mol H2

2 mol H2O

2 mol H2O

1 mol O2

continuacin


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10 mol de H2x 1 mol de O22 mol de H2

= 5.0 mol de O2

7.0 mol de O2- 5.0 mol de O2 = 2.0 mol de O2

-El nmero de moles de O2que se necesitan para reaccionar con todoel H2es entonces,

-El reactivo que se consume por completo en una reaccin se denomina reactivolimitante.

continuacin

Ej l


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Ejemplo

Cunto H2SO4se puede formar a partir de 5 moles de SO2, 2 moles deO2y una cantidad ilimitada de agua?1o si se dan las cantidades de 2 reactivos es un problema de reactivo

limitante.2o sabemos las cantidades estequiomtricamente equivalentes

2 moles SO2 1mol O

2 2 mol H

2O 2 mol H

2SO

4

3o -si suponemos que uno de ellos se consume por completo podramoscalcular la cantidad del segundo que se requiere para reaccionar.-si comparamos la cantidad calculada con la disponible podemosdeterminar cual es el reactivo limitante.

2SO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) 2H2SO4(ac)

2 mol SO2

1 mol O2

2 mol H2SO4

1 mol O2 ,etc.


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5 mol de SO2x1 mol de O2

2 mol de SO2= 2.5 mol de O2

-El nmero de moles de SO2que se necesitan para reaccionar con todoel O2es entonces,

-El reactivo que se consume por completo en una reaccin se denomina reactivolimitante.-La cantidad de producto formado est siempre determinado por el reactivo-limitante

continuacin

2.0 mol de O2x2 mol de H2SO4

1 mol de O2= 4.0 mol H2SO4

2.5 mol de O2es mayor que la cantidad disponible por ende es el reactivolimitante, entonces calculamos la cantidad de H2SO4 que se produce con lacantidad dada en el problema,

4 moles de H2SO4consumen 4 moles de SO2, por tanto queda 1 mol de SO2,ste es el reactivo en exceso

Ej l


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Ejemplo

Otra forma es calcular la cantidad de producto que se formara a partirde ambos reactivos suponiendo que ambos se consumirn completamente

2Na3PO4(ac)+ 3Ba(NO3)2(ac) Ba3(PO4)2(s)+ 6NaNO3(ac)

Qu cantidad de producto se formar a partir de 3.50 g de Na3PO4y6.40 g de Ba3(PO4)2?

1. Sabemos que hay dos reactivos.

2. Sabemos la relaciones estequiomtricas equivalentes.

2 mol Na3PO43 mol Ba(NO3)21 mol Ba3(PO4)26 mol NaNO3

Si tenemos gramos de los reactantes sabemos que podemos obtener losmoles de cada uno.

ti i


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continuacin Obtenemos el peso formular (PF) para cada sustancia, (usando la tabla

peridica !!!!)

1 mol Na3PO4 = 164 g Na3PO4 1 mol Ba(NO3)2 = 261 g de Ba(NO3)2 1 mol Ba3(PO4)2 = 602 g Ba3(PO4)2

Calculamos la cantidad de producto que podra formarse a partir de cadauna de las sustancias dadas

x x3.50 g Na3PO4x1 mol Na3PO4

164 g Na3PO4

= 6.42 g Ba3(PO4)21 mol Ba3(PO4)2

2 mol Na3PO4 1 mol Ba3(PO4)2

602 g Ba3(PO4)2

= 4.92 g Ba3(PO4)2

6.40 g Ba(NO3)2x

261 g Ba(NO3)2

1 mol Ba3(PO4)2

3 mol Ba(NO3)2 1 mol Ba3(PO4)2

1 mol Ba(NO3)2 602 g Ba3(PO4)2xx

-la cantidad mxima de producto que se puede formar es 4.92, por ende Ba(NO3)2

es el reactivo limitante.

Rendimiento Terico


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Rendimiento Terico

La cantidad mxima que puede obtenerse de un determinadoproducto en una reaccin qumica se denomina Rendimiento Terico. Es una

cantidad que se calcula a partir de los coeficientes estequiomtricos de unaecuacin qumica y de las cantidades de reactivos empleadas.

Cul es el rendimiento terico de sulfato de aluminio a partir de 39 grs dehidrxido de aluminio?

2Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3

39 g Al(OH)3x1 mol Al(OH)3

78 g Al(OH)3

= 85.5 g Al2(SO4)3

1 mol Al2(SO4)3

2 mol Al(OH)3

x342 g Al2(SO4)3

1 mol Al2(SO4)3

x

Rendimiento Terico

R di i t T i R ti L i i t t


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Rendimiento Ter ico y Reactivo L imitante

Qu sucede si existe un reactivo limitante?

2Sb(g)+ 3I2(s)

2SbI3(s)Si se hacen reaccionar 1.2 mol de Sb y 2.4 mol de I2, cul ser elrendimiento terico?

1) Se calcula la cantidad de producto que se formara a partir de cadareactivo:

1.2 mol de Sb x2 mol de SbI3

2 mol de Sb= 1.2 mol de SbI3

2.4 mol de I2x2 mol de SbI3

3 mol de I2= 1.6 mol de SbI3

REACTIVO LIMITANTE

2) Se calcula el rendimiento terico a partir del reactivo limitante:

1.2 mol de Sb x2 mol de SbI3

2 mol de Sb

1005 gr SbI3

1 mol de SbI3x = 1206 g SbI3

R di i t E i t l R di i t


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Rendimiento Exper imental vs Rendimiento

Terico

El Rendimiento Terico es la cantidad de producto que se forma cuandoreacciona todo el reactivo limitante.

Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente se denominaRendimiento Real.

ste es, medido tras realizar el experimento en el laboratorio, suele sermenor que el calculado tericamente. Por ello, se define el Porcentaje deRendimiento ( o rendimiento %) como el cociente entre la cantidad deproducto obtenida (rendimiento experimental) y el rendimiento terico.

Rendimiento porcentual=Rendimiento experimental

Rendimiento Tericox 100

Ejemplo


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Ejemplo

En el ejercicio anterior, si obtenemos 4.70 g de Ba3(PO4)2, en vez de 4.92 g, podemos calcular el porcentaje de rendimiento como sigue

4.70 g Ba3(PO4)2x 100= 95.5 %

4.92 g Ba3(PO4)2

Rendimiento Terico


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Rendimiento Terico-El cido adpico, H2C6H8O4; se fabrica por reaccin controlada entreciclohexano, C6H12y O2

2C6H12 + 5O2

2H2C6H8O4 + 2H2O

= 43.5 g H2C6H8O4

25.0 g C6H12x1 mol C6H12

84 g C6H12

2 mol H2C6H8O4

2 mol C6H12x

146 g H2C6H8O4

1 mol H2C6H8O4x

Rendimiento Terico

-partimos con 25.0 g de ciclohexano y que ste es el reactivo limitante. CalcularRendimiento terico de cido.-si se obtienen 33.5 g de cido en la reaccin, calcule el porcentaje de rendimiento

% rendimiento = 33.5 g x 100 = 77.0 %43.5 g

Problema


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Problema

Cuando la metilamina CH3NH2se trata con cido ocurre la siguiente reaccin:

CH3NH2(ac)+ H+

(ac)

CH3NH3+

(ac)Cuando 3 grs de metilamina reaccionan con 0.1 mol de H+, se producen 2.6 g deCH3NH3+. Calcular los rendimientos tericos y porcentual.

a) Se determina en primer lugar el reactivo limitante y el rend. terico:

3 g CH3NH2x1 mol CH3NH2

31 g CH3NH2= 3.1 g CH3NH3+

1 mol CH3NH3+

1 mol CH3NH2x 32 g CH

3NH3+

1 mol CH3NH3+x

0.1 mol H+x1 mol CH3NH3+

1 mol H+= 3.2 g CH3NH3+x

32 g CH3NH3+

1 mol CH3NH3+Rendimiento Terico

b) Se calcula el rendimiento porcentual:

Rend. Porcentual=Rend. experimental

Rend. Tericox 100 =

2.6

3.1x 100 = 83.9 %

rendimiento de la reaccion

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