INSTITUTO TECNICO MARIA INMACULADA Ciencia, Virtud y Labor Resolución de aprobación 1627 del 23 de abril de 2013 nit

Transcripción

1 INSTITUTO TECNICO MARIA INMACULADA Ciencia, Virtud y Labor Resolución de aprobación 1627 del 23 de abril de 2013 nit Coordinación Vo.Bo. EJE TEMATICO ESTEQUIOMETRIA: Cálculos estequiometricos, reactivo limite, rendimiento, pureza. Área: C. Naturales Asignatur Química Docente: José Beethoven Lerma nnanaturales Periodo: Primero a: Grado: 11 Guía No. 1 Tiempo 12 horas Estudiante: Estándar(ES) Establezco relaciones entre las características macroscópicas y microscópicas de la materia y las propiedades físicas y químicas de las sustancias que la constituyen. Competencia(s) COGNITIVA, INTERPRETATIVA, ARGUMENTATIVA Y PROPOSITIVA Tiene habilidad para desarrollar cálculos estequiometricos Indicador(es) de desempeño Entiende y resuelve ejercicios sobre reactivo limite Desarrolla con habilidad problemas de pureza y rendimiento. Lectura Conceptualización Comprensión, análisis Síntesis Plenaria, GUÍA PEDAGÓGICA DE QUÍMICA 1. Motivación: El tema de los cálculos estequiométricos, se relacionan con las cantidades de las sustancias que entran en reacción química llamadas REACCIONANTES hasta obtener unas cantidades de sustancias llamadas PRODUCTOS. Estas cantidades se pueden relacionar en gamos, en moles, o en gramos a moles. Con los avances de la ciencia, y en este caso la química, necesitamos saber cuanta cantidad de explosivo es necesario para demoler un edificio de determinada masa, que cantidad de antiácido es necesario administrar a una persona para eliminar la acidez estomacal. En la cocina las amas de casa deben saber exactamente que cantidad de harina, queso, sal, azúcar, levadura, aceite es necesario utilizar para preparar 15 buñuelos de óptima calidad. En el laboratorio debemos saber cuanto carbono, cuanto clorato de potasio, cuanto azufre es necesario utilizar para preparar por ejemplo 10 gramos de pólvora blanca. Por las anteriores razones y muchas más, te invito a que asumas con entusiasmo el estudio de la estequiometria, tema importantísimo de la química. 2. Lectura y observación de videos: Te invito a realizar la lectura plaguicidas: venenos útiles? que se encuentra en el libro química 1 de norma pagina 240, en la biblioteca de tu colegio, desarrolla la competencia lectora, revisa tu vocabulario, y profundiza. También te invito a que entres a la página you tube para que observes VIDEOS DE ESTEQUIOMETRIA que te motiven al estudio de este fascinante tema de la química. 3. Presentación del tema: Es importante definir la estequiometria como los cálculos matemáticos a partir de las ecuaciones químicas debidamente balanceadas. Como en las mas de las veces son ecuaciones sencillas, debes siempre balancearlas por el método de tanteo, ensayo o error, también debes saber hallar masas moleculares, convertir gramos a moles y moles a gramos; tener habilidad para interpretar los datos de la tabla periódica, Qué dice la ley de la conservación de la masa?. Ahora vamos a resolver algunos problemas sencillos. 4Fe + 3O2 2Fe2O3 4 moles de Fe + 3 moles de O2 2 moles Fe2O3 224 gr de Fe + 96 gr de O2 320 gr de Fe2O3 1. Con 1,5 moles de hierro, cuantas moles de oxido férrico se obtendrá? Si 4 moles de Fe producen 2 moles de oxido férrico, entonces 1,5 moles de Fe cuantas moles de oxido férrico producirá?

2 1,5n de Fe x 2n de Fe2O3 4n de Fe 2n de Fe2O3 x = 4nde Fe x = 0,75n de Fe2O3 1,5n de Fe X 2. Con cuantas moles de oxigeno se producirá 3,7 moles de oxido férrico? 3n de O2 2n de Fe2O3 x = 3n de O2 x 3,7n de Fe2O3 2n de Fe2O3 X = 5,55n de O2 X 3,7n de Fe2O3 3. Cuantos gramos de oxido férrico se producirá con 50 gramos de hierro según la anterior ecuación? 224 gr de Fe 320 gr de Fe2O3 x = 50 gr de Fe X 50 gr de Fe X 320 gr de Fe2O3 224 gr de Fe x = X = 71,42 gr de Fe2O3 4. Con cuantos gr de Fe se producirá 500 gr de oxido férrico según la ecuación anterior? 224 gr de Fe 320 gr de Fe2O3 x = 224 gr de Fe X 500 gr de Fe2O3 320 gr de Fe2O3 x = X = 350 gr de Fe X 500 gr de Fe2O3 5. Cuantas moles de oxigeno se producirán por descomposición térmica de 10 gr de clorato de potasio (KClO3)? 244,8 gr 148,8 gr 96 gr 2KClO 3 2KCl + 3O 2 244,8 gr de KClO3 3n O2 x = 10 gr de KClO3 X 10 gr de KClO3 X 3nO2 244,8 gr de KClO3 x = ,8 X = 0,12 n de O2 6. Cuantas moles de clorato de potasio (KClO3) se necesitan para preparar 75 gramos de cloruro de potasio (KCl) según la anterior ecuación? 2n de KClO3 148,8 gr de KCl x = 2n de KClO3 X 75 gr de KCl 148,8 gr de KCl x = ,8 X = 1,008 n de KClO3 X 75 gr de KCl REACTIVO LÍMITE Es la sustancia que se consume totalmente, esto quiere decir que es la sustancia que está en menor cantidad de acuerdo a la proporción estequiométrica. EJEMPLO: en un salón de clases hay 40 escritorios, si existen cuarenta estudiantes están en la proporción 1 : 1. Si hay 30 estudiantes, los escritorios estarán en exceso y si hay 50 estudiantes, estos estarán en exceso.

3 EJERCICIO 1: Cuantos gramos de amoníaco se pueden obtener a partir de 15 gr de nitrógeno y 9 gr de hidrógeno según la siguiente ecuación. Cual es el reactivo límite, cuanto sobró del reactivo en exceso. 1. Hallamos el reactivo límite así: N 2 + 3H 2 2NH 3 Hallamos las moles de nitrógeno presentes en 15 gramos de nitrógeno por la fórmula W M 15 gr 28 gr/mol 0,53 N2 Ahora hallamos de igual manera las moles de hidrógeno que hay en 9 gramos de hidrógeno. 9 gr 2 gr/mol 4.5 H2 Ahora dividimos las moles de nitrógeno e hidrogeno resultantes, por los coeficientes que observamos tienen estos elementos en la ecuación balanceada, así: 0,53 1 = 0,53 4,5 3 = 1.5 como podemos ver 0,53 que corresponde al nitrógeno es menor que 1,5 que corresponde al hidrógeno, lo que significa que el menor número es el reactivo límite, o sea el nitrógeno se acaba primero. REACTIVO LÍMITE: H2 2. REACTIVO SOBRANTE: como podemos observar en la ecuación una mol de nitrógeno, reacciona con tres moles de hidrogeno. Entonces 0,53 moles de nitrógeno con cuantas moles de hidrógeno reaccionará? 1 n de N2 3 n de H2 x = 0,53 n de N2 X 3 n de H2 1 n de N2 X = 1,59 n de H2 0,53 n de N2 X Entonces 1,59 n de H2 es lo que se va a gastar en la reacción. La diferencia con las moles de hidrógeno que me dieron, es decir, 4,5 1,59 = 2,91 moles de hidrógeno sobrante. 3. Ahora procedemos a calcular los gramos de amoníaco que se produce con base en el reactivo límite así: 28 gr de N2 34 gr de NH3 x = 15 gr de N2 X 34 gr de NH3 28 gr de N2 x = 18,21 gr de NH3 15 gr de N2 X EJERCICIO 2 : Con 20 gramos de amoníaco ( NH3 )y 50 gramos de oxígeno, cuantas moles de agua se obtendrá, cual es el reactivo límite, cuanto sobró del reactivo en exceso; según la siguiente ecuación química. 1. Hallamos el reactivo límite así: 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O Hallamos las moles presentes en 20 gramos de amoníaco por la fórmula W M Ahora hallamos de igual manera las moles de oxígeno presentes en 50 gramos 20 gr de NH3 17 gr/mol 50 gr de O2 32 gr/mol 1,18 moles NH3 1,56 moles O2 Ahora dividimos las moles de NH3 y de O2 obtenidas, por los coeficientes que presentan estas sustancias en la ecuación balanceada. 1,18 n de NH 4 n de NH3 = 0,295 1,56 n de O2 5 n de O2 = 0,312 Como podemos observar 0,295 de NH3 es menor que 0,312 de O2, lo que significa que el menor es decir, el amoníaco es el reactivo que se termina primero en la reacción química y por lo tanto el reactivo límite. REACTIVO LÍMITE: NH3 2. REACTIVO SOBRANTE: Como podemos observar en la ecuación balanceada, 4 moles de amoníaco reaccionan con 5 moles de oxígeno. Entonces 1,18 moles de amoníaco con cuantas moles de oxigeno reaccionará?

4 1,18 n de NH3 X 5n de O2 4 n de NH3 5 n de O2 x = 4N de NH3 X = 1,47 n de O2 1,18 n de NH3 X Entonces como el reactivo sobrante es el oxigeno y nos dieron 1,56 moles de O2 le restamos lo que se va a gastar en la reacción con el amoníaco y nos daría: 1,56-1,47 = 0,09 moles de oxígeno es el reactivo sobrante. 3. Ahora calculamos con el reactivo límite las moles de agua que se producirá asi. 4 n de NH3 6 n de H2O x = 1,18 n de NH3 X 6 n de H2O 4 n de NH3 X = 1,77 n de H2O 1,18 n de NH3 X PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Es evidente que generalmente los productos de una reacción química (en el laboratorio) son menores que los cálculos estequiométricos ( en teoría ). Las razones pueden ser las siguientes: - Que los reactivos no alcanzan a reaccionar completamente. - El calor aplicado es insuficiente. - Algunos productos vuelven a reaccionar para formar reactivos (reacciones reversibles). - Los métodos de recuperación de los productos no son los más efectivos. - La pureza de los reactivos no son del %. El porcentaje de Rendimiento o Eficiencia se calcula dividiendo el peso del producido Real por el peso del producido Teórico y el resultado multiplicado por. % Eficiencia = Producido Real X Producido teorico Problema: Al someter a la combustión fuerte 1,7 moles de butano se forman 4,7 moles de CO2.(producido real) Determinar la eficiencia o el rendimiento de la reacción. Debemos saber que los datos que nos proporciona el ejercicio en las más de las veces es el producido real. Por esta razón nosotros debemos hallar el producido teórico con base en la ecuación balanceada así: 2C 4 H O 2 8CO H 2 O 2 n de C4H10 8 n de CO2 x = 1,7 n de C4H10 X 1,7 n de C4H10 X 8 n de CO2 2 n de C4H10 X = 6,8 n de CO2 (Pt) % E = 4,7 n de CO2 6,8 n de CO2 % E = 69,1 Problema: Cuantos gramos de C2H4 se podrán obtener con 414 gramos de etanol si el rendimiento de la reacción es del 90%; según la siguiente ecuación química: H2SO4 C 2 H 5 OH H 2 O + C 2 H 4 Catalizador 46 gr de C2H5OH 28 gr de C2H4 x = 414 gr de C2H5OH X 414 gr de C2H5OH X 28 gr de C2H4 46 gr de C2H5OH X = 252 gr de C2H4 (P t ) % E = P r X P t P r = % E X P t P r = 90 X 252 P r = 226,8 gr de C2H4

5 PORCENTAJE DE PUREZA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Los cálculos estequiométricos que hacemos a partir de las ecuaciones químicas suponen % de rendimiento o eficiencia y % de pureza de los reactivos que intervienen en la reacción química. Con frecuencia los reactivos que utilizamos en el laboratorio presentan impurezas, lo que hace que los productos que se forman a partir de ellos no son las cantidades ni la calidad esperada. mililitros de alcohol etílico del 90% de pureza, significa que 90 ml son puro alcohol y 10 ml es impureza. La pureza de los reactivos puede calcularse a partir de la siguiente ecuación química: Pureza = peso del compuesto puro X peso del compuesto impuro P = p c p X EJERCICIO: En un proceso se hace reaccionar 48 gramos de fosfuro de calcio (Ca3P2), de pureza al 90% con exceso de agua. Determinar la masa y el número de moles de fosfina (PH3) que se obtiene. Ca 3 P 2 + 6H 2 O 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 Primero procedemos a obtener los gramos de fosfuro de calcio puros a partir de los 48 gramos que nos dan impuros. Si la pureza del fosfuro de calcio es del 90%, esto significa que es el peso del compuesto impuro. Entonces hallamos los gramos del compuesto puro así: P = p c p x p x = p c p x p c p = P x p c p = 90 X 48 p c p = 43,2 gr Ahora que tenemos los gramos de fosfuro puro, entonces procedemos a calcular los gramos de fosfina que se producirán así: 182 gr de Ca3P2 68 gr de PH3 x = 43,2 gr de Ca3P2 X 43,2 gr de Ca3P2 X 68 gr de PH3 182 gr de Ca3P2 X = 16,14 gr de PH3 182 gr de Ca3P2 2 n de PH3 x = 43,2 gr de Ca3P2 X 43,2 gr de Ca3P2 X 2 n de PH3 182 gr de Ca3P2 X = 0,47 n de PH3 EJERCICIO: En una experiencia a partir de 0,38 moles de hidróxido de potasio (KOH) de pureza al 70% con exceso de ácido sulfúrico (H2SO4). Cuantos gramos de sulfato de potasio (K2SO4) se recogerán? Según la siguiente ecuación química: 2KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2H 2 O Si el hidróxido de potasio está al 70% de pureza, significa que está impuro; entonces procedemos a hallar las moles del compuesto puro: P = p c p X p c p = p X p c p = 70 x 0,38 p c p = 0,27 n de KOH Como ya tenemos el hidróxido puro, entonces procedemos a calcular los gramos de sulfato de potasio (K 2SO 4) que se producen con las 0,27 moles de KOH. 2 n de KOH 174 gr de K 2SO 4 x = 0,27 n de KOH X 0,27 n de KOH X 174 gr de K2SO4 2 n de KOH X = 23,5 gr de K 2SO 4 4. Aplicación práctica (taller) gramos de aluminio se hizo reaccionar con 60 gramos de ácido clorhídrico. Calcular el reactivo límite, el reactivo sobrante, y los gramos de hidrógeno que se producen según la siguiente ecuación.

6 Al + HCl AlCl 3 + H 2 2. Cuantas moles de dióxido de azufre se obtendrán por reacción de 1,25 moles desulfuro ferroso con 2,25 moles de oxigeno. Halle el reactivo límite, el reactivo sobrante. FeS 2 + O 2 Fe 2O 3 + SO 2 3. Hallar los gramos de agua, las moles de cloruro de sodio, los gramos de gas carbónico que se producen por reacción de gramos de carbonato de sodio con gramos de ácido clorhídrico. Encuentre el reactivo límite y el reactivo sobrante. Na 2CO 3 + HCl H 2O + NaCl + CO 2 4. Dados 5 gramos de óxido iódico y 11 gramos de monóxido de carbono, calcula el número de gramos de I 2 producidos por la siguiente reacción. Halla el reactivo límite, el reactivo sobrante. R/ta 3,8 gr de I 2 I 2O 5 + CO I 2 + CO 2 5. Cuantas moles de sulfuro de antimonio (III) son producidas por la reacción de 37 gramos de cloruro de antimonio, si el rendimiento de la reacción es del 78%. R/ta 0,063 moles de Sb 2S 3 H 2S + SbCl 3 HCl + Sb 2S 3 6. Por reacción de 150 gramos de dióxido de carbono con exceso de agua, se produjeron 150 gramos de oxígeno. Calcular el rendimiento o eficiencia de la reacción química según la siguiente ecuación. CO 2 + H 2O C 6H 12O 6 + O 2 7. Cuantos gramos de cloruro de plata (AgCl) se pueden preparar al hacer reaccionar 12 gramos de cloruro de calcio (CaCl 2) de pureza al 75% con exceso de nitrato de plata (AgNO 3). R/ta: 23,24 gr de AgCl CaCl 2 + AgNO 3 AgCl + Ca(NO 3) 2 8. En cierta operación, partiendo de 200 gramos de fosforita (Ca 3 (PO 4) 2 se obtuvieron 30 gramos de fósforo. Cual era la pureza de la fosforita utilizada. R/ta 75% Ca 3 (PO 4) 2 + SiO 2 + C CaSiO 3 + CO + P 4 9. Con 20 gramos de oxido férrico (Fe 2O 3) del 80% de pureza, y 200 gramos de hidrógeno (H 2) del 90% de pureza, y si la eficiencia de la reacción es del 70%. Cuantas moles de hierro se formarán, cuantos gramos de agua, cual es el reactivo límite, cuanto es el reactivo sobrante, según la siguiente ecuación: Fe 2O 3 + H 2 Fe + H 2O 10. Con 40 gramos de cloruro de amonio (NH 4Cl) y 40 gramos de hidróxido de calcio (Ca (OH) 2). Cuantos gramos de amoníaco se producirán si el rendimiento de la reacción es del 90%, cual es el reactivo limite, cuanto sobró del reactivo en exceso; según la siguiente ecuación química: NH 4Cl + Ca (OH) 2 NH 3 + CaCl 2 + H 2O 5. Síntesis: Resumen de los diferentes subtemas de la estequiometria

7 SUBTEMA FÓRMULA DEFINICIÓN Estequiometria Son cálculos matemáticos a partir de las ecuaciones químicas debidamente balanceadas. Es la sustancia que se encuentra W (gramos de la sustamcia) en menor cantidad cuando hay Reactivo Límite M (masa molecular sustancia) una reacción química, y de la cual dependen las cantidades de n productos formados. coeficiente sustancia Rendimiento o eficiencia Pureza % de R ó E = Pr x Pt P = p c p x Es el resultado esperado de los productos que se forman, a partir delos reaccionantes químicos. Es la mayor cantidad de sustancia efectiva por unidad de masa o volumen. 6. Plenaria Mediante una plenaria, donde participen todos los estudiantes del grado decimo, se socializará el tema de la ESTEQUIOMETRIA para observar los avances en el proceso de aprendizaje hacia el logro como es, adquirir habilidades y destrezas para resolver ejercicios que involucren reactivo límite, rendimiento ó eficiencia y pureza. Conocidas las posibles dificultades en la consecución de los logros, se procederá a retroalimentar la fundamentación teórico práctica hasta lograr las metas propuestas a cargo del docente de la asignatura. 7. Evaluación Para la evaluación de este tema, se tendrá en cuenta el trabajo en clase, individual y grupal de los estudiantes por parte del jurado encargado de la heteroevaluación. El docente también tendrá en cuenta la participación en clase, en la plenaria, y el desempeño en las pruebas objetivas que se efectúen. Además la autoevaluación seria, honesta y responsable de cada uno de los estudiantes.