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ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA. MASAS ATOMICAS. Escala de masa atómica Se define la mas a del isótopo 12 C como equivalente a 12 unidades de masa atómica (u) 1 u = 1,66054 · 10 -24 g 1 g = 6,02214 · 10 23 u

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  1. ESTEQUIOMETRIA

  2. MASAS ATOMICAS Escala de masaatómica Se define la masa del isótopo12C comoequivalente a 12 unidades de masaatómica (u) 1 u = 1,66054 · 10-24 g 1 g = 6,02214 · 1023 u De esta forma puedeconstruirseunaescalarelativa de masasatómicas, quesueleaparecer en la TablaPeriódica.

  3. Luego la masa atómica del cloro es: 24,47 75,53 34,97 · + 36;97 · = 100 100 35,46 u MASAS ATOMICAS Y ABUNDANCIA ISOTOPICA • El isótopo 12C pesa 12 u, pero el carbono presenta tres isótopos en la Naturaleza: 12C, 13C y 14C. • La existencia de dos o más isótopos de un mismo elemento se puede demostrar utilizando un espectrómetro de masas. • Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa atómica del elemento es la media proporcional de las masas de los isótopos que lo componen:

  4. ESPECTROMETRO DE MASAS

  5. NUMERO DE AVOGRADO Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su masa atómica contiene el mismo número de átomos NA, independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce como Número de Avogadro NA = 6,022 · 1023 H: 1,008 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de H He: 4,003 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de He S: 32,07 g contienen NA = 6,022 · 1023 átomos de S

  6. Molécula Número de Avogadro de moléculas EL MOL

  7. La masa molecular es igual a la suma de las masas (en u) de los átomos de la fórmula de dicha sustancia: Masa molecular H2SO4 = 2(1,0 u)H + (32,0 u)S + 4(16,0u)O = 98,0 u/molécula Como 1 mol contiene 6,02 · 1023 moléculas y 1,0 g = 6,02 · 1023 u Masa de un mol de H2SO4 = 98 u/molécula · 6,02 · 1023 moléculas/mol = 98 g/mol EL MOL Un mol es la cantidad de cualquier sustancia que contiene el Número de Avogadro de entidades elementales (átomos, moléculas, iones o electrones) de esa sustancia: Un mol de He 6,022 · 1023 átomos de He Un mol de H2O 6,022 · 1023 moléculas de H2O Un mol de CH46,022 · 1023 moléculas de CH4

  8. 1,00 mol de H2SO4 98,0 g de H2SO4 CONVERSIONES MASA-CANTIDAD DE SUSTANCIA Para convertir en cantidad de sustancia (n) la masa (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molar (M) de dicha sustancia: m n = M ¿Qué cantidad de sustancia hay en 24,5 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4)? Ya sabemos que la masa molar (M) es 98,0 g/mol, por lo que 24,5 g de H2SO4 = 0,25 mol de H2SO4

  9. masa del elemento · 100 % elemento = masa total del compuesto 2,0 · 100 = 2,04 % de H % H = 98 64 · 100 = 65,3 % de O % O = 98 32 · 100 = 32,7 % de S % S = 98 COMPOSICION CENTESIMAL Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto. Ejemplo: H2SO4 M (Masa molar) = 98 g/mol H = 2 mol · 1,0 g/mol = 2,0 g O = 4 mol · 16 g/mol = 64 g S = 1 mol · 32 g/mol = 32 g

  10. b) y se divide por el menor número de moles 1 mol de K 6,64 g de K · / 0,170 mol K = 1 mol K /mol K 39,1 g de K 1 mol de Cr = 1 mol Cr /mol K / 0,170 mol K 8,84 g de Cr · 52,0 g de Cr 1 mol de O / 0,170 mol K 9,52 g de O · = 3,5 mol O /mol K 16,0 g de O 1 K : 1 Cr: 3,5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7 FORMULA EMPIRICA A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen. Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O. a) Se calcula el número de moles de cada elemento: = 0,170 mol de K = 0,170 mol de Cr = 0,595 mol de O

  11. “CH” fórmula empírica 180 g/mol glucosa Fórmula molar = (CH2O)n Masa CH2O = 12 + 2 + 16 = 30, (CH2O)6 = 6 n = 30 g de CH2O C6H12O6 FORMULA MOLECULAR La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real, mientras que su fórmula molecular es C6H6. C6H6 fórmula molecular Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula empírica y la masa molar de la sustancia. Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es 180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.

  12. Todos los reactivos • Todos los productos • El estado físico de las sustancias • Las condiciones de la reacción D CaCO3 CaO + CO2 (g) (s) (s) ESCRITURA DE ECUACIONES QUIMICAS • Una ecuación química debe contener:

  13. Reactivos Productos

  14. CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)

  15. C2H4(g) + HCl(g)  C2H5Cl(g)

  16. CH3CH2OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O IGUALACION DE ECUACIONES QUIMICAS Las ecuaciones químicas deben estar igualadas, de forma que se cumpla la ley de conservación de la masa. Debe igualmente haber el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la ecuación, en los reactivos y en los productos.

  17. RELACIONES DE MASAS DE LAS ECUACIONES 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 • Los coeficientes de una ecuación química representan el número de moléculas o las cantidades de reactivos y productos. Así, 4 mol de Fe reaccionan con 3 mol de O2 para dar 2 mol de Fe2O3. • Dichos coeficientes en una ecuación igualada pueden emplearse como factores de conversión para calcular la cantidad de producto formada o la de reactivo consumida. • Ejemplo: ¿Qué cantidad de Fe2O3 se producirán a a partir de… 4 mol de Fe? 2 mol de Fe? 8 mol de Fe? 1 mol de Fe? 2 1 4 0,5

  18. ¿Qué cantidad de H2SO4 se necesita para producir 8,0 mol de Al2(SO4)3? 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3 ¿Qué cantidad de H2O se obtendrá a partir de 156 g de Al(OH)3 ?

  19. RELACIONES DE MASA DE LAS ECUACIONES ¿Qué masa de Al(OH)3 reaccionará con 59 g de H2SO4? 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3

  20. 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) REACTIVO LIMITANTE Al llevar a cabo una reacción química, los reactivos pueden estar o no en la proporción exacta que determinan sus coeficientes estequiométricos. Si se parte de una mezcla de productos que no es la estequiométrica, entonces el que se halla en menor cantidad se denomina reactivo limitante, pues la reacción sólo tendrá lugar hasta que se consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivo en exceso.

  21. Ejercicio: Se tratan 40,0 g de óxido de aluminio, con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua para que reaccione todo el óxido de aluminio y se forme sulfato de aluminio y agua. Calcula la cantidad del ácido que se necesita y la masa de sulfato que se forma. Al2O3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2O

  22. Ejemplo:Calcula el volumen de dióxido de carbono que se desprenderá al quemar 1 kg de butano (C4H10) a) en condiciones normales b) a 5 atm y 50ºC. 2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O

  23. Ejercicio: En la descomposición térmica del clorato de potasio en cloruro de potasio y oxígeno¿Qué volumen de oxígeno medido a 19ºC y 746 mm Hg se obtendrá a partir de 7,82 g declorato de potasio? 2 KClO32 KCl + 3 O2

  24. ¿Cuál es el rendimiento teórico de sulfato de aluminio a partir de 39 g de hidróxido de aluminio? 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 6H2O + Al2(SO4)3 RENDIMIENTO TEORICO La cantidad máxima que puede obtenerse de un determinado producto en una reacción química se denomina Rendimiento Teórico. Se calcula a partir de los coeficientes estequiométricos de una ecuación química y de las masas y/o cantidades de reactivos empleadas.

  25. REACTIVO LIMITANTE ES Sb Sólo hay 1,2 mol RENDIMIENTO TEORICO Y REACTIVO LIMITANTE ¿Qué 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, ¿cuál será el rendimiento teórico?

  26. Cantidad de producto experimental Rendimiento porcentual = · 100 Cantidad de producto Teórico RENDIMIENTO EXPERIMENTAL. RENDIMIENTO PORCENTUAL El Rendimiento Teórico es una cantidad máxima, que en muchas ocasiones no se alcanza, pues las reacciones químicas no siempre se completan. Por ello, la cantidad de producto obtenida experimentalmente (esto es, medida tras realizar el experimento en el laboratorio) suele ser menor que la calculada teóricamente. Por ello, se define el Rendimiento Porcentual como el cociente entre la cantidad de producto obtenida (rendimiento experimental) y el rendimiento teórico.

  27. Si la metilamina CH3NH2 se trata con ácido ocurre la siguiente reacción: CH3NH2(ac) + H+(ac)  CH3NH3+(ac) Cuando 3,0 g de metilamina reaccionan con 0,1 mol de H+, se producen 2,6 g de CH3NH3+. Calcular los rendimientos teórico y porcentual. Rendimiento teórico: El reactivo limitante es la metilamina

  28. Problema:Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2

  29. Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 mL de Na2S 0,1 M. 2 AgNO3 + Na2S Ag2S + NaNO3 Se puede calcular usando mL porque los factores de conversión de mL a L se simplifican.

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