Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas. Estequiometría. Prof. Josefina Canales

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1 Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Estequiometría Prof. Josefina Canales

2 El Mol Es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partes elementales (átomos, moléculas, u otras). 12 gramos de carbono Mol = x partículas

3 Relaciones de elementos Mol Masa Elemento Átomo/Molécula-Masa Mol-Masa Número de Átomos 1 átomo de H = uma 1 mol de H = g = x átomos 1 átomo de Fe = uma 1 mol de Fe = g = x átomos 1 átomo de S = uma 1 mol de S = g = x átomos 1 átomo de O = uma 1 mol de O = g = x átomos 1 molécula de O 2 = uma 1 mol de O 2 = g = x moléculas 1 molécula de S 8 = uma 1 mol de S 8 = g = x moléculas

4 Masa atómica Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). El mundo microscópico: los átomos y las moléculas. El mundo macroscópico: los gramos. Por definición: 1 átomo 12 C pesa 12 uma En esta escala 1 H = uma 16 O = uma

5 Masa molecular Masa molar ( M ) La masa molecular de un compuesto expresada en uma es numéricamente la misma que la masa de un mol expresado en gramos. Para el agua: H 2 O Masa molecular = (2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( uma) uma = uma Masa de una molécula de agua = uma Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( g ) g = g g H 2 O = x moléculas de agua = 1 mol H 2 O

6 Un mol de algunas sustancias conocidas CaCO g Oxígeno g Cobre g Agua g

7 Información contenida en la fórmula química de la glucosa C 6 H 12 O 6 ( M = g/mol) Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O) Átomos/molécula de compuesto Moles de átomos/ moles de compuesto Átomos/mol de compuesto Masa/molécula de compuesto Masa/mol de compuesto 6 átomos 12 átomos 6 átomos 6 moles de 12 moles de 6 moles de átomos átomos átomos 6(6.022 x ) 12(6.022 x ) 6(6.022 x ) átomos átomos átomos 6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma) =72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma g g g

8 Relaciones masa - mol de un compuesto Para un elemento Masa (g) del Elemento Para un compuesto Masa (g) del compuesto Cantidad (mol) del elemento Cantidad (mol) de elementos en el compuesto Cantidad (mol) del compuesto Átomos del elemento Moléculas (o unidades fórmula) del compuesto)

9 Cálculo del número de moles y átomos en la masa dada de un elemento Problema: El Tungsteno (W) es el elemento usado como filamento en las bombillas eléctricas, y tiene el punto de fusión más alto de todos los elementos, 3680 o C. Cuántas moles de tungsteno, y átomos de este elemento están contenidos en una muestra de 35.0 mg del metal? Plan: Convierta la masa en moles dividiendo la masa entre el peso atómico del metal, después calcule el número de átomos multiplicando por el número de Avogadro. Solución: Conversión de la masa de W en moles: Moles de W = 35.0 mg W x 1 mol W = mol g W =1.90 x 10-4 mol No. de átomos de W = 1.90 x x 10 mol W x 23 átomos = 1 mol de W = 1.15 x átomos de Tungsteno

10 Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto Problema: El Fosfato Trisodico es un componente de algunos detergentes. Cuántas moles y unidades fórmula hay en una muestra de 38.6 g? Plan: Necesitamos determinar la fórmula y la masa molecular de las masas atómicas de cada elemento multiplicadas por los coeficientes. Solución: La fórmula es Na 3 PO 4. Cálculo de la masa molar: M = 3x Sodio + 1 x Fósforo + 4 x oxígeno = 3 x g/mol + 1 x g/mol + 4 x g/mol = g/mol g/mol g/mol = g/mol Conversion de masa a moles: Moles Na 3 PO 4 = 38.6 g Na 3 PO 4 x (1 mol Na 3 PO 4 ) g Na 3 PO 4 = mol Na 3 PO 4 Unidades fórmula = mol Na 3 PO 4 x x unidades fórmula 1 mol Na 3 PO 4 = 1.46 x unidades fórmula

11 Diagrama de flujo para el cálculo del porcentaje de masa Moles de X en un mol de compuesto Masa (g) de X en un mol de compuesto fracción masa de X Se multiplica por M (g / mol) de X Se divide entre la masa (g) de un mol de compuesto % masa de X Se multiplica por 100

12 Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto Problema: La sucrosa (C 12 H 22 O 11 ) es el azúcar de mesa común. ( a) Cuál es el porcentaje de masa de cada elemento en la sucrosa? ( b) Cuántos gramos de carbono hay en g de sucrosa? (a) Determinación del porcentaje de cada elemento: masa de C = 12 x g C/mol = g C/mol masa de H = 22 x g H/mol = g H/mol masa de O = 11 x g O/mol = g O/mol g/mol Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C : Total masa de C g C fracción masa de C = = masa de 1 mol de sucrosa g del compuesto = para encontrar % de masa de C = x100% = %

13 Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto (a) continuacion % masa de H = mol H x M de H x 100% = 22 x g H x 100% masa de 1 mol de sucrosa g = 6.479% de H % masa % O = mol O x M de O x 100% = 11 x g O x 100% masa de 1 mol de sucrosa g = % de O (b) Determinación de la masa de carbono: masa (g) de C = masa de sucrosa x (fracción masa de C en la sucrosa) masa (g) de C = g sucrosa x g C = g C 1 g sucrosa

14 Masa molar y composición % de NH 4 NO 3 2 mol N x g/mol = g N 4 mol H x g/mol = g H 3 mol O x g/mol = g O g/mol %N = 28.02g N 2 x 100% = 35.00% 80.05g %H = 4.032g H 2 x 100% = 5.037% 80.05g %O = 48.00g O 2 x 100% = 59.96% 80.05g %

15 Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H 2 SO 4 Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = g/mol 2(1.008g H %H = 2 ) x 100% = 2.06% H 98.09g %S = 1(32.07g S) x 100% = 32.69% S 98.09g %O = 4(16.00g O) x 100% = 65.25% O g Revision = %

16 Fórmulas Empíricas y Moleculares Fórmula empírica Es la fórmula más simple para un compuesto de acuerdo con el análisis elemental. Es el conjunto más pequeño de número de átomos. Fórmula molecular Es la fórmula del compuesto tal como existe, puede ser un múltiplo de la fórmula empírica.

17 Pasos para determinar fórmulas empíricas Masa (g) de cada elemento Dividir entre M (g/mol ) Cantidad (moles) de cada elemento Usar el no. de moles como subíndices Fórmula preliminar Cambiar a subínices enteros Fórmula empírica

18 Algunos ejemplos de compuestos con la misma relación elemental Fórmula empírica Fórmula molecular CH 2 (Hidrocarbonos no saturados) C 2 H 4, C 3 H 6, C 4 H 8 OH o HO H 2 O 2 S S 8 P P 4 Cl Cl 2 CH 2 O (carbohidratos) C 6 H 12 O 6

19 Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Problema: El análisis elemental de la muestra de un compuesto da los siguientes resultados: 5.677g Na, g Cr, y g O. Cuál es la fórmula empírica y el nombre del compuesto? Plan: Primero debemos convertir la masa de los elementos a moles de los elementos usando las masas molares. Después construimos una fórmula y un nombre preliminar del compuesto. Solución: Cálculo de los moles de los elementos: 1 mol Na Moles de Na = g Na x = mol Na g Na 1 mol Cr Moles de Cr = g Cr x = mol Cr g Cr 1 mol O Moles de O = g O x = mol O g O

20 Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Construcción de la fórmula preliminar: Na Cr O Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice más pequeño): Na 1.99 Cr 1.00 O 4.02 Redondeo de todos los números: Na 2 CrO 4 Cromato de sodio

21 Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar Problema: El azúcar quemado por energía en las células del cuerpo es la glucosa (M = g/mol), el análisis elemental muestra que ésta contiene 40.00% de masa de C, 6.719% de masa de H, y 53.27% de masa de O. (a) Determine la fórmula empírica de la glucosa. (b) Determine su fórmula molecular. Plan: Tenemos sólo los porcentajes de masa, y no el peso del compuesto por lo que asumiremos tener 100g del compuesto, y el % se convierte en gramos, y podemos seguir el procedimiento realizado previamente con las masas de los elementos. Solucion: masa de carbono = 40.00% x 100g/100% = g C masa de hidrógeno = 6.719% x 100g/100% = 6.719g H masa de oxígeno = 53.27% x 100g/100% = g O g del compuesto

22 Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar Conversión de gramos de elementos a moles: Moles de C = masa de C x 1 mol C = moles C g C 1 mol H Moles de H = masa de H x = moles H g H Moles de O = masa de O x 1 mol O = moles O g O Construcción de la fórmula preliminar C 3.33 H 6.67 O 3.33 Conversión a subíndices enteros, dividir todos entre el más pequeño: C 3.33/3.33 H / 3.33 O 3.33 / 3.33 = CH 2 O

23 Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar (b) Determinación de la fórmula molecular: La masa molar de la fórmula empírica es: 1 x C + 2 x H + 1 x O = 1 x x x = M de la Glucosa Múltiplos enteros = = M de la fórmula empírica = = 6.00 = Por lo tanto la fórmula molecular es: C 1 x 6 H 2 x 6 O 1 x 6 = C 6 H 12 O 6

24 La adrenalina es un compuesto muy importante en el cuerpo El análisis da: C = 56.8 % H = 6.50 % O = 28.4 % N = 8.28 % Calcule la fórmula empírica

25 Adrenalina Suponer 100g! C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol C H = 6.50 g H/( g H / mol H) = 6.45 mol H O = 28.4 g O/(16.00 g O/ mol O) = 1.78 mol O N = 8.28 g N/(14.01 g N/ mol N) = mol N (el menor) Dividir entre = C = 8.00 mol C = 8.0 mol C o H = 10.9 mol H = 11.0 mol H O = 3.01 mol O = 3.0 mol O C 8 H 11 O 3 N N = 1.00 mol N = 1.0 mol N

26 Aparato de combustión para la determinación de la composición química de compuestos orgánicos Muestra del compuesto conteniendo C, H y otros elementos Absorbente de CO 2 Absorbente de H 2 O Otras sustancias no absorbidas Corriente de O 2 Horno C n H m + (n+ m ) O 2 = n CO (g) + m H 2 O 2 2 (g)

27 El ácido Ascórbico ( Vitamina C ) Contiene C, H, y O Después de una combustión, liberando oxígeno, una muestra de 6.49 mg produjo 9.74 mg de CO 2 y 2.64 mg H 2 O Calcule su fórmula empírica C: 9.74 x10-3 g CO 2 x(12.01 g C/44.01 g CO 2 ) = 2.65 x 10-3 g C H: 2.64 x10-3 g H 2 O x (2.016 g H 2 /18.02 gh 2 O) = 2.92 x 10-4 g H masa oxígeno = 6.49 mg mg mg = 3.54 mg O

28 Combustión de la Vitamina C C = 2.65 x 10-3 g C / ( g C / mol C ) = = 2.21 x 10-4 mol C H = x 10-3 g H / ( g H / mol H ) = = 2.92 x 10-4 mol H O = 3.54 x 10-3 g O / ( g O / mol O ) = = 2.21 x 10-4 mol O Dividir cada uno entre 2.21 x 10-4 C = 1.00 Multiplicar cada uno por 3 = 3.00 = 3.0 H = 1.32 = 3.96 = 4.0 O = 1.00 = 3.00 = 3.0 C 3 H 4 O 3

29 Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión Problema: La Eritrosa (M = 120 g/mol) es un compuesto químico importante como material básico en la síntesis química, y contiene carbono, hidrógeno, y oxígeno. El análisis de combustión de una muestra de mg produjo g de CO 2 y g de H 2 O. Plan: Encontramos las masas de hidrógeno y carbono usando las fracciones masa de H en H 2 O, y C en CO 2. La masa de carbono e hidrógeno se sustrae de la masa de la muestra para obtener la masa de oxígeno. Entonces podremos calcular las moles, y construir la fórmula empírica, y a partir de la masa molar dada podremos construir la fórmula molecular

30 Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión Cálculo de las fracciones masa de los elementos: mol C x M de C fracción masa de C en CO 2 = = masa de 1 mol CO 2 = 1 mol C x g C/ 1 mol C = g C / 1 g CO g CO 2 fracción masa de H en H 2 O = mol H x M de H = masa de 1 mol H 2 O 2 mol H x g H / 1 mol H = = g H / 1 g H 2 O g H 2 O Cálculo de las masas de C y H masa del elemento = masa del compuesto x fracción masa del elemento

31 Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión masa (g) de C = g CO 2 x g C 1 g CO g H masa (g) de H = g H 2 O x 1 g H 2 O = g C = g H Cálculo de la masa de O: masa (g) de O = Masa de la muestra - ( masa de C + masa de H ) = g g C g H = g O Cálculo de la masa de cada elemento: C = g C / g C/ mol C = mol C H = g H / g H / mol H = mol H O = g O / g O / mol O = mol O C H O = CH 2 O masa de la fórmula = 30 g / fórmula 120 g /mol / 30 g / fórmula = 4 unidades de la fórmula / cto.=c 4 H 8 O 4

32 Algunos compuestos con fórmula empírica CH 2 O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O) Fórmula M molecular (g/mol) Nombre Uso o función CH 2 O Formaldehído Desinfectante; conservador biológico C 2 H 4 O Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre ( 5% solución) C 3 H 6 O Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se forma en el músculo durante el ejercicio C 4 H 8 O Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa C 5 H 10 O Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B 2 C 6 H 12 O Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células

33 Dos compuestos con fórmula molecular C 2 H 6 O Propiedad Etanol Éter dimetílico M (g/mol) Color Incoloro Incoloro Punto de fusión o C o C Punto de ebullición 78.5 o C - 25 o C Densidad (a 20 o C) g/ml g/ml Uso Intoxicante en las En refrigeracion bebidas alcohólicas H H H H C C O H H C O C H H H H H H

34 Tres puntos de vista de la reacción química en un flash electricidad electricidad

35 Fórmula molecular átomos moléculas Número de Avogadro x Moles moles

36 Ecuaciones químicas Informacion cualitativa: Reactivos Productos Estados de la materia: (s) sólido (l) líquido (g) gaseoso (ac) acuoso 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g)

37 Una reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias se cambian en una o más nuevas sustancias. Una ecuación química usa los símbolos químicos para mostrar lo que sucede durante una reacción química Tres maneras de representar la reacción de H 2 con O 2 para formar H 2 O Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua reactivos productos

38 Cómo leer las ecuaciones químicas 2 Mg + O 2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O 2 produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 mole O 2 produce 2 moles de MgO 48.6 gramos Mg gramos O 2 produce 80.6 g de MgO NO ES 2 gramos de Mg + 1 gramo de O 2 produce 2 g de MgO

39 Ecuaciones balanceadas balance de masa (balance atómico)- mismo número de cada elemento. (1) inicie con el elemento más complejo (2) continúe con los otros elementos (3) ajuste todos los coeficientes (4) revise el balance de los átomos 1 CH 4 (g) + O 2 (g) 1 CO 2 (g) + H 2 O (g) 1 CH 4 (g) + O 2 (g) 1 CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) 1 CH 4 (g) + 2 O 2 (g) 1 CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) no agregue al balance iones testigo Ca 2+ (aq) + 2 OH - (ac) + Na + Ca(OH) 2 (s) + Na +

40 Balanceo de ecuaciones químicas Problema: El hidrocarburo hexano es un componente de la gasolina que se quema en el motor de un automóvil para producir dióxido de carbono y agua así como energía. Escriba la ecuación química balanceada para la combustión del hexano (C 6 H 14 ). Plan: Escriba el esqueleto de la ecuación de acuerdo a la descripción de los compuestos dejando espacios antes de cada compuesto. Inicie el balance con el compuesto más complejo, y deje el oxígeno hasta el final. Solucion: C 6 H 14 (l) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (g) + Energía Comience con una molécula de hexano que indica que se obtendrán 6 CO 2 s 1 C 6 H 14 (l) + O 2 (g) 6 CO 2 (g) + H 2 O (g) + Energía

41 Balanceo de ecuaciones químicas Los átomos de H se convertirán en H 2 O, y tenemos 14 átomos de H, dado que cada molécula de agua tiene dos átomos de H, obtendremos un total de 7 moléculas de agua. 1 C 6 H 14 (l) + O 2 (g) 6 CO 2 (g) + 7 H 2 O (g) + Energía Dado que los átomos de oxígeno se presentan sólo como moléculas diatómicas (dos átomos de O, O 2 ), debemos tener números pares en los átomos de oxígeno en el lado de la ecuación donde se encuentra el producto. No es así porque tenemos 7 moléculas de agua; por tanto, multiplique el hexano por 2, obteniendo un total de 12 moléculas de CO 2, y 14 moléculas de H 2 O. 2 C 6 H 14 (l) + O 2 (g) 12 CO 2 (g) + 14 H 2 O (g) + Energía Esto da ahora 12 átomos O 2 de dióxido de carbono, y 14 átomos de O del agua, el cual contendrá otras 7 moléculas de O 2 para un total de 19 O 2 2 C 6 H 14 (l) + 19 O 2 (g) 12 CO 2 (g) + 14 H 2 O (g) + Energía

42 Información contenida en una ecuación balanceada Vista en Reactivos Productos términos de: 2 C 2 H 6 (g) + 7 O 2 (g) = 4 CO 2 (g) + 6 H 2 O (g) + Energía Moléculas 2 moléculas de C 2 H moléculas de O 2 = 4 moléculas de CO moléculas de H 2 O Cantidad (mol) 2 mol C 2 H mol O 2 = 4 mol CO mol H 2 O Masa (uma) uma C 2 H uma O 2 = uma CO uma H 2 O Masa (g) g C 2 H g O 2 = g CO g H 2 O Masa total (g) g = g

43 Resumen de las relaciones masa-moles-número en una reacción química MASA (g) del compuesto A M (g/mol) del compuesto A CANTIDAD (moles) del compuesto A Proporcion molar de la ecuación balanceada MASA (g) del compuesto B CANTIDAD (moles) del compuesto B M (g/mol) del compuesto B Número de Avogadro (moléculas/mol) MOLÉCULAS (o unidades fórmula) del compuesto A Número de Avogadro (moléculas/mol) MOLÉCULAS (o unidades fórmula) del compuesto B

44 Cálculo de ecuación química átomos (moléculas) Número de Avogadro 6.02 x Peso Molecular masa g/mol Reactivos moléculas Moles Productos

45 Problema muestra: Cálculo de reactivos y productos en una reacción química Problema: Dada la siguiente reacción química entre el sulfuro de aluminio y el agua, si tenemos g de Al 2 S 3 : a) Cuántas moles de agua se requieren para la reacción? b) Qué masa de H 2 S y Al (OH) 3 se formaría? Al 2 S 3 (s) + 6 H 2 O (l) 2 Al(OH) 3 (s) + 3 H 2 S (g) Plan: Calcule los moles de sulfuro de aluminio usando su masa molar; después, a partir de la ecuación, calcule los moles de agua, y luego los moles de sulfuro de hidrógeno, y finalmente la masa del sulfuro de hidrógeno usando su peso molecular. Solucion: a) Masa molar del sulfuro de aluminio = g / mol moles Al 2 S 3 = = moles Al 2 S g Al 2 S g Al 2 S 3 / mol Al 2 S 3

46 Cálculo de reactivos y productos en una reacción química a) cont moles Al 2 S 3 x 6 moles H 2 O = moles H 2 O 1 mol Al 2 S 3 b) moles Al 2 S 3 x 3 moles H 2 S = moles H 2 S 1 mol Al 2 S 3 masa molar de H 2 S = g / mol masa H 2 S = moles H 2 S x g H 2 S = g H 2 S 1 mol H 2 S moles Al 2 S 3 x 2 moles Al(OH) 3 = moles Al(OH) 3 1 mol Al 2 S 3 masa molar de Al(OH) 3 = g / mol masa Al(OH) 3 = moles Al(OH) 3 x g Al(OH) 3 = 1 mol Al(OH) 3 = g Al(OH) 3

47 Problemas con reactivo limitante a A + b B + c C d D + e E + f F Pasos para resorverlos 1) Identifique que se trata de un problema de reactivo limitante se da información de masa, número de moles, número de moléculas, volumen y molaridad de una solución para más de un reactivo. 2) Calcule los moles de cada reactivo. 3) Divida los moles de cada reactivo entre el coeficiente (a,b,c, etc...) 4) El reactivo más pequeño, es el reactivo limitante. 5) Use el reactivo limitante para calcular los moles del producto deseado, entonces conviértalos a las unidades necesarias (moles, masa, volumen, número de átomos, etc...).

48 Problema con reactivo limitante Problema: Una mezcla de combustible usada en los albores del lanzamiento de cohetes se compone de dos líquidos, hidrazina (N 2 H 4 ) y tetraóxido de dinitrógeno (N 2 O 4 ), que se encienden al contacto para formar nitrógeno gaseoso y vapor de agua. Cuántos gramos de nitrógeno gaseoso se forman cuando se mezclan 1.00 x 10 2 g de N 2 H 4 y 2.00 x 10 2 g de N 2 O 4? Plan: Primero escriba la ecuación balanceada. El hecho de que se den las cantidades de los dos reactivos indica que éste es un problema con reactivo limitante. Calcule las moles de cada reactivo, después divida entre el coeficiente de la ecuación para encontrar cuál es el limitante y usarlo para calcular los moles de nitrógeno gaseoso, después calcule la masa usando el peso molecular del nitrógeno gaseoso. Solucion: 2 N 2 H 4 (l) + N 2 O 4 (l) 3 N 2 (g) + 4 H 2 O (g) + Energía

49 Problema con reactivo limitante Masa molar N 2 H 4 = ( 2 x x ) = g/mol Masa molar N 2 O 4 = ( 2 x x ) = g/mol 1.00 x 10 Moles N 2 H 4 = 2 g = 3.12 moles N 2 H g/mol x 10 Moles N 2 O 4 = 2 g = 2.17 moles N 2 O g/mol 4 Dividiendo entre los coeficientes 3.12 mol / 2 = 1.56 mol N 2 H mol / 1 = 2.17 mol N 2 O 4 Limitante 3 mol N Nitrógeno producido = 3.12 mol N 2 H 4 = 2 = 4.68 moles N 2 mol N 2 2 H 4 Masa de Nitrógeno = 4.68 moles N 2 x g N 2 / mol = 131 g N 2

50 Reactivo limitante ácido-metal 2Al (s) + 6HCl (g) 2AlCl 3(s) + 3H 2(g) Dados 30.0g Al y 20.0g HCl, Cuántos moles de cloruro de aluminio se formarán? 30.0g Al / 26.98g Al/mol Al = 1.11 mol Al 1.11 mol Al / 2 = g HCl / 36.5g HCl/mol HCl = mol HCl mol HCl / 6 = HCl es más pequeño por lo que es el reactivo limitante

51 Reactivo limitante ácido-metal Dado que 6 moles de HCl producen 2 moles de AlCl moles de HCl producirán: mol HCl / 6 mol HCl x 2 moles de AlCl 3 = mol de AlCl 3

52 Problema con reactivo limitante del proceso de Ostwald Qué masa de NO podría formase mediante la reacción de 30.0g de amonio gaseoso y 40.0g de oxígeno gaseoso? 4NH 3 (g) + 5 O 2 (g) 4NO (g) + 6 H 2 O (g) 30.0g NH 3 / 17.0g NH 3 /mol NH 3 = 1.76 mol NH mol NH 3 / 4 = 0.44 mol NH g O 2 / 32.0g O 2 /mol O 2 = 1.25 mol O mol O 2 / 5 = 0.25 mol O 2 Por tanto, el oxígeno es el reactivo limitante 1.25 mol O 2 x 4 mol NO = 1.00 mol NO 5 mol O g NO Masa NO = 1.00 mol NO x = 30.0 g NO 1 mol NO

53 Problema rendimiento porcentual / reactivo limitante Problema: El amoniaco se produce mediante el proceso de Haber con gas hidrógeno y nitrógeno. Si 85.90g de nitrógeno reaccionan con g de hidrógeno y la reacción rinde g de amoniaco, cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Plan: Puesto que se tienen las masas de ambos reactivos, se trata de un problema de reactivo limitante. Primero se determina cuál es el reativo limitante, después se calcula el rendimiento teórico y finalmente el rendimiento porcentual. Solución: Moles de nitrógeno e hidrógeno: Se dividen por el g N 2 coeficiente para moles N 2 = g N 2 = mol obtener el limitante: N 2 1 mol N 2 = g N 2 moles H 2 = g H 2 = mol H g H g H 2 1 mol H =

54 Rendimiento porcentual /Reactivo limitante Solución (cont.) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Se tienen moles de nitrógeno, y es limitante, por tanto el rendimiento teórico de amoniaco es: mol N 2 x 2 mol NH 3 = mol NH 1 mol N 3 2 (Rendimiento teórico) g NH mol NH 3 x 3 = g NH 1 mol NH 3 3 (Rendimiento teórico) rendimiento real Rendimiento rendimiento teórico porcentual = x 100% g NH Rendimiento 3 porcentual = g NH 3 x 100% = %

55 Cálculo de la ecuación química átomos (moléculas) Número de Avogadro Reactivos 6.02 x moléculas Moles Peso molecular masa g/mol Productos Molaridad moles / litro Soluciones

56 Cálculo de la masa de un soluto de un volumen dado de solución Volumen (L) de la solución Molaridad M = (soluto mol / litros de solución) = M/L Moles de soluto Masa molar (M) = ( masa / mol) = g/mol Masa (g) de soluto

57 Edición Osvaldo Muñoz Tecnología Médica FIN