Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Estequiometría Prof. Josefina Canales
El Mol Es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partes elementales (átomos, moléculas, u otras). 12 gramos de carbono -12. 1 Mol = 6.022045 x 10 23 partículas
Relaciones de elementos Mol Masa Elemento Átomo/Molécula-Masa Mol-Masa Número de Átomos 1 átomo de H = 1.008 uma 1 mol de H = 1.008 g = 6.022 x 10 23 átomos 1 átomo de Fe = 55.85 uma 1 mol de Fe = 55.85 g = 6.022 x 10 23 átomos 1 átomo de S = 32.07 uma 1 mol de S = 32.07 g = 6.022 x 10 23 átomos 1 átomo de O = 16.00 uma 1 mol de O = 16.00 g = 6.022 x 10 23 átomos 1 molécula de O 2 = 32.00 uma 1 mol de O 2 = 32.00 g = 6.022 x 10 23 moléculas 1 molécula de S 8 = 2059.52 uma 1 mol de S 8 = 2059.52 g = 6.022 x 10 23 moléculas
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 = 1.008 uma 16 O = 16.00 uma
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 ( 1.008 uma) + 16.00 uma = 18.02 uma Masa de una molécula de agua = 18.02 uma Masa molar = ( 2 x masa atómica de H ) + masa atómica de O = 2 ( 1.008 g ) + 16.00 g = 18.02 g 18.02 g H 2 O = 6.022 x 10 23 moléculas de agua = 1 mol H 2 O
Un mol de algunas sustancias conocidas CaCO 3 100.09 g Oxígeno 32.00 g Cobre 63.55 g Agua 18.02 g
Información contenida en la fórmula química de la glucosa C 6 H 12 O 6 ( M = 180.16 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 10 23 ) 12(6.022 x 10 23 ) 6(6.022 x 10 23 ) átomos átomos átomos 6(12.01 uma) 12(1.008 uma) 6(16.00 uma) =72.06 uma =12.10 uma =96.00 uma 72.06 g 12.10 g 96.00 g
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)
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 = 0.00019032 mol 183.9 g W =1.90 x 10-4 mol No. de átomos de W = 1.90 x 10-4 6.022 x 10 mol W x 23 átomos = 1 mol de W = 1.15 x 10 20 átomos de Tungsteno
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 22.99 g/mol + 1 x 30.97 g/mol + 4 x 16.00 g/mol = 68.97 g/mol + 30.97 g/mol + 64.00 g/mol = 163.94 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 ) 163.94 g Na 3 PO 4 = 0.23545 mol Na 3 PO 4 Unidades fórmula = 0.23545 mol Na 3 PO 4 x 6.022 x 10 23 unidades fórmula 1 mol Na 3 PO 4 = 1.46 x 10 23 unidades fórmula
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
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 24.35 g de sucrosa? (a) Determinación del porcentaje de cada elemento: masa de C = 12 x 12.01 g C/mol = 144.12 g C/mol masa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/mol masa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol 342.296 g/mol Determinación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C : Total masa de C 144.12 g C fracción masa de C = = masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto = 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105%
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 1.008 g H x 100% masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g = 6.479% de H % masa % O = mol O x M de O x 100% = 11 x 16.00 g O x 100% masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g = 51.417% 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 = 24.35 g sucrosa x 0.421046 g C = 10.25 g C 1 g sucrosa
Masa molar y composición % de NH 4 NO 3 2 mol N x 14.01 g/mol = 28.02 g N 4 mol H x 1.008 g/mol = 4.032 g H 3 mol O x 15.999 g/mol = 48.00 g O 80.05 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 99.997%
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) = 98.09 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 98.09 g Revision = 100.00%
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.
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
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
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, 6.420 g Cr, y 7.902 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 = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na 22.99 g Na 1 mol Cr Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr 52.00 g Cr 1 mol O Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O 16.00 g O
Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Construcción de la fórmula preliminar: Na 0.2469 Cr 0.1235 O 0.4939 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
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 = 180.16 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% = 40.00 g C masa de hidrógeno = 6.719% x 100g/100% = 6.719g H masa de oxígeno = 53.27% x 100g/100% = 53.27 g O 99.989 g del compuesto
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 = 3.3306 moles C 12.01 g C 1 mol H Moles de H = masa de H x = 6.6657 moles H 1.008 g H Moles de O = masa de O x 1 mol O = 3.3294 moles O 16.00 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 6.667 / 3.33 O 3.33 / 3.33 = CH 2 O
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 12.01 + 2 x 1.008 + 1 x 16.00 = 30.03 M de la Glucosa Múltiplos enteros = = M de la fórmula empírica 180.16 = = 6.00 = 6 30.03 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
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
Adrenalina Suponer 100g! C = 56.8 g C/(12.01 g C/ mol C) = 4.73 mol C H = 6.50 g H/( 1.008 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) = 0.591 mol N (el menor) Dividir entre 0.591 = 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
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)
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 - 2.65 mg - 0.30 mg = 3.54 mg O
Combustión de la Vitamina C C = 2.65 x 10-3 g C / ( 12.01 g C / mol C ) = = 2.21 x 10-4 mol C H = 0.295 x 10-3 g H / ( 1.008 g H / mol H ) = = 2.92 x 10-4 mol H O = 3.54 x 10-3 g O / ( 16.00 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
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 700.0 mg produjo 1.027 g de CO 2 y 0.4194 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
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 12.01 g C/ 1 mol C = 0.2729 g C / 1 g CO 2 44.01 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 1.008 g H / 1 mol H = = 0.1119 g H / 1 g H 2 O 18.02 g H 2 O Cálculo de las masas de C y H masa del elemento = masa del compuesto x fracción masa del elemento
Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión masa (g) de C = 1.027 g CO 2 x 0.2729 g C 1 g CO 2 0.1119 g H masa (g) de H = 0.4194 g H 2 O x 1 g H 2 O = 0.2803 g C = 0.04693 g H Cálculo de la masa de O: masa (g) de O = Masa de la muestra - ( masa de C + masa de H ) = 0.700 g - 0.2803 g C - 0.04693 g H = 0.37277 g O Cálculo de la masa de cada elemento: C = 0.2803 g C / 12.01 g C/ mol C = 0.02334 mol C H = 0.04693 g H / 1.008 g H / mol H = 0.04656 mol H O = 0.37277 g O / 16.00 g O / mol O = 0.02330 mol O C 0.02334 H 0.04656 O 0.02330 = 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
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 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador biológico C 2 H 4 O 2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre ( 5% solución) C 3 H 6 O 3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se forma en el músculo durante el ejercicio C 4 H 8 O 4 120.10 Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa C 5 H 10 O 5 150.13 Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B 2 C 6 H 12 O 6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células
Dos compuestos con fórmula molecular C 2 H 6 O Propiedad Etanol Éter dimetílico M (g/mol) 46.07 46.07 Color Incoloro Incoloro Punto de fusión - 117 o C - 138.5 o C Punto de ebullición 78.5 o C - 25 o C Densidad (a 20 o C) 0.789 g/ml 0.00195 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
Tres puntos de vista de la reacción química en un flash electricidad electricidad
Fórmula molecular átomos moléculas Número de Avogadro 6.022 x 10 23 Moles moles
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)
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
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 + 32.0 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
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 +
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
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
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 6 + 7 moléculas de O 2 = 4 moléculas de CO 2 + 6 moléculas de H 2 O Cantidad (mol) 2 mol C 2 H 6 + 7 mol O 2 = 4 mol CO 2 + 6 mol H 2 O Masa (uma) 60.14 uma C 2 H 6 + 224.00 uma O 2 = 176.04 uma CO 2 + 108.10 uma H 2 O Masa (g) 60.14 g C 2 H 6 + 224.00 g O 2 = 176.04 g CO 2 + 108.10 g H 2 O Masa total (g) 284.14g = 284.14g
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
Cálculo de ecuación química átomos (moléculas) Número de Avogadro 6.02 x 10 23 Peso Molecular masa g/mol Reactivos moléculas Moles Productos
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 65.80 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 = 150.17 g / mol moles Al 2 S 3 = = 0.4382 moles Al 2 S 3 65.80 g Al 2 S 3 150.17 g Al 2 S 3 / mol Al 2 S 3
Cálculo de reactivos y productos en una reacción química a) cont. 0.4382 moles Al 2 S 3 x 6 moles H 2 O = 2.629 moles H 2 O 1 mol Al 2 S 3 b) 0.4382 moles Al 2 S 3 x 3 moles H 2 S = 1.314 moles H 2 S 1 mol Al 2 S 3 masa molar de H 2 S = 34.09 g / mol masa H 2 S = 1.314 moles H 2 S x 34.09 g H 2 S = 44.81 g H 2 S 1 mol H 2 S 0.4382 moles Al 2 S 3 x 2 moles Al(OH) 3 = 0.9528 moles Al(OH) 3 1 mol Al 2 S 3 masa molar de Al(OH) 3 = 78.00 g / mol masa Al(OH) 3 = 0.9528 moles Al(OH) 3 x 78.00 g Al(OH) 3 = 1 mol Al(OH) 3 = 74.32 g Al(OH) 3
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...).
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
Problema con reactivo limitante Masa molar N 2 H 4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 1.008 ) = 32.05 g/mol Masa molar N 2 O 4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 16.00 ) = 92.02 g/mol 1.00 x 10 Moles N 2 H 4 = 2 g = 3.12 moles N 2 H 32.05 g/mol 4 2.00 x 10 Moles N 2 O 4 = 2 g = 2.17 moles N 2 O 92.02 g/mol 4 Dividiendo entre los coeficientes 3.12 mol / 2 = 1.56 mol N 2 H 4 2.17 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 28.02 g N 2 / mol = 131 g N 2
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 = 0.555 20.0g HCl / 36.5g HCl/mol HCl = 0.548 mol HCl 0.548 mol HCl / 6 = 0.0913 HCl es más pequeño por lo que es el reactivo limitante
Reactivo limitante ácido-metal Dado que 6 moles de HCl producen 2 moles de AlCl 3 0.548 moles de HCl producirán: 0.548 mol HCl / 6 mol HCl x 2 moles de AlCl 3 = 0.183 mol de AlCl 3
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 3 1.76 mol NH 3 / 4 = 0.44 mol NH 3 40.0g O 2 / 32.0g O 2 /mol O 2 = 1.25 mol O 2 1.25 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 2 30.0 g NO Masa NO = 1.00 mol NO x = 30.0 g NO 1 mol NO
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 21.66 g de hidrógeno y la reacción rinde 98.67 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 85.90 g N 2 coeficiente para moles N 2 = 28.02 g N 2 = 3.066 mol obtener el limitante: N 2 1 mol N 2 = 3.066 3.066 g N 2 moles H 2 = 21.66 g H 2 = 10.74 mol H 2.016 g H 2 1 2 10.74 g H 2 1 mol H = 3.582 2 3
Rendimiento porcentual /Reactivo limitante Solución (cont.) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Se tienen 3.066 moles de nitrógeno, y es limitante, por tanto el rendimiento teórico de amoniaco es: 3.066 mol N 2 x 2 mol NH 3 = 6.132 mol NH 1 mol N 3 2 (Rendimiento teórico) 17.03 g NH 6.132 mol NH 3 x 3 = 104.427 g NH 1 mol NH 3 3 (Rendimiento teórico) rendimiento real Rendimiento rendimiento teórico porcentual = x 100% 98.67 g NH Rendimiento 3 porcentual = 104.427 g NH 3 x 100% = 94.49 %
Cálculo de la ecuación química átomos (moléculas) Número de Avogadro Reactivos 6.02 x 10 23 moléculas Moles Peso molecular masa g/mol Productos Molaridad moles / litro Soluciones
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
Edición Osvaldo Muñoz Tecnología Médica FIN