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Estequiometría

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.

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  1. Universidad de La FronteraFac. 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 -12. 1 Mol = 6.022045 x 1023 partículas

  3. 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 1023 átomos 1 átomo de Fe = 55.85 uma 1 mol de Fe = 55.85 g = 6.022 x 1023 átomos 1 átomo de S = 32.07 uma 1 mol de S = 32.07 g = 6.022 x 1023 átomos 1 átomo de O = 16.00 uma 1 mol de O = 16.00 g = 6.022 x 1023 átomos 1 molécula de O2 = 32.00 uma 1 mol de O2 = 32.00 g = 6.022 x 1023 moléculas 1 molécula de S8 = 2059.52 uma 1 mol de S8 = 2059.52 g = 6.022 x 1023 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 12C “pesa” 12 uma En esta escala 1H = 1.008 uma 16O = 16.00 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: H2O 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 H2O = 6.022 x 1023 moléculas de agua = 1 mol H2O

  6. Un mol de algunas sustancias conocidas CaCO3 100.09 g Oxígeno 32.00 g Cobre 63.55 g Agua 18.02 g

  7. Información contenida en la fórmula química de la glucosa C6H12O6 ( 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/moléculade 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 1023) 12(6.022 x 1023) 6(6.022 x 1023) 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

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

  9. Cálculo del número de moles y átomosen 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, 3680oC. ¿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 = 0.00019032 mol =1.90 x 10 - 4 mol No. de átomos de W = 1.90 x 10 - 4 mol W x = = 1.15 x 1020 átomos de Tungsteno 1 mol W 183.9 g W 6.022 x 1023 átomos 1 mol de W

  10. Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto Problema: El Trisodio de fosfato 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 Na3PO4. 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 Na3PO4 = 38.6 g Na3PO4 x (1 mol Na3PO4) 163.94 g Na3PO4 = 0.23545 mol Na3PO4 Unidades fórmula = 0.23545 mol Na3PO4 x 6.022 x 1023 unidades fórmula 1 mol Na3PO4 = 1.46 x 1023 unidades fórmula

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

  12. Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto Problema: La sucrosa (C12H22O11) 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 sucrosay % C : Total masa de C 144.12 g C masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto = 0.421046 para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% = 42.105% fracción masa de C = =

  13. Cálculo del porcentaje de masa y masa de elementos en la muestra de un compuesto (a) continuacion % masa de H = x 100% = x 100% = 6.479% de H % masa % O = x 100% = x 100% = 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 = 10.25 g C mol H x M de H 22 x 1.008 g H masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g mol O x M de O 11 x 16.00 g O masa de 1 mol de sucrosa 342.30 g 0.421046 g C 1 g sucrosa

  14. Masa molar y composición % de NH4NO3 • 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 28.02g N2 80.05g %N = x 100% = 35.00% 4.032g H2 80.05g %H = x 100% = 5.037% 48.00g O2 80.05g %O = x 100% = 59.96% 99.997%

  15. Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H2SO4 Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol 2(1.008g H2) 98.09g %H = x 100% = 2.06% H 1(32.07g S) 98.09g %S = x 100% = 32.69% S 4(16.00g O) 98.09 g %O = x 100% = 65.25% O Revision = 100.00%

  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 CH2 (Hidrocarbonos no saturados) C2H4 , C3H6 , C4H8 OH o HO H2O2 S S8 P P4 Cl Cl2 CH2O (carbohidratos) C6H12O6

  19. 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: Moles de Na = 5.678 g Na x = 0.2469 mol Na Moles de Cr = 6.420 g Cr x = 0.12347 mol Cr Moles de O = 7.902 g O x = 0.4939 mol O 1 mol Na 22.99 g Na 1 mol Cr 52.00 g Cr 1 mol O 16.00 g O Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos

  20. Determinación de fórmulas empíricas a partir de las masas de los elementos Construcción de la fórmula preliminar: Na0.2469 Cr0.1235 O0.4939 Conversión a subíndices enteros (dividiendo todos entre el subíndice más pequeño): Na1.99 Cr1.00 O4.02 Redondeo de todos los números: Na2CrO4 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 = 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

  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 = 3.3306 moles C Moles de H = masa de H x = 6.6657 moles H Moles de O = masa de O x = 3.3294 moles 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 O3.33 / 3.33 = CH2O 1 mol C 12.01 g C 1 mol H 1.008 g H 1 mol O 16.00 g 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 12.01 + 2 x 1.008 + 1 x 16.00 = 30.03 M de la Glucosa M de la fórmula empírica Múltiplos enteros = = = = 6.00 = 6 180.16 30.03 Por lo tanto la fórmula molecular es: C 1 x 6 H 2 x 6 O 1 x 6 =C6H12O6

  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/( 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 C8H11O3N • 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 H2O Otras sustancias no absorbidas Absorbente de CO2 Corriente de O2 Horno m 2 m 2 CnHm + (n+ ) O2 = n CO(g) + H2O(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 CO2 y 2.64 mg H2O • Calcule su fórmula empírica • C: 9.74 x10-3g CO2 x(12.01 g C/44.01 g CO2) = 2.65 x 10-3 g C • H: 2.64 x10-3g H2O x (2.016 g H2/18.02 gH2O) = 2.92 x 10-4 g H • masa oxígeno = 6.49 mg - 2.65 mg - 0.30 mg = 3.54 mg O

  28. 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 C3H4O3

  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 700.0 mg produjo 1.027 g de CO2 y 0.4194 g de H2O. Plan: Encontramos las masas de hidrógeno y carbono usando las fracciones masa de H en H2O, y C en CO2. 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: fracción masa de C en CO2 = = = = 0.2729 g C / 1 g CO2 fracción masa de H en H2O = = = = 0.1119 g H / 1 g H2O Cálculo de las masas de C y H masa del elemento = masa del compuesto x fracción masa del elemento mol C xM de C masa de 1 mol CO2 1 mol C x 12.01 g C/ 1 mol C 44.01 g CO2 mol H xM de H masa de 1 mol H2O 2 mol H x 1.008 g H / 1 mol H 18.02 g H2O

  31. Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión 0.2729 g C 1 g CO2 masa (g) de C = 1.027 g CO2 x = 0.2803 g C masa (g) de H = 0.4194 g H2O x = 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 C0.02334H0.04656O0.02330 = CH2O masa de la fórmula = 30 g / fórmula 120 g /mol / 30 g / fórmula = 4 unidades de la fórmula / cto.=C4H8O4 0.1119 g H 1 g H2O

  32. Algunos compuestos con fórmula empírica CH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O) Fórmula M molecular (g/mol) Nombre Uso o función CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservador biológico C2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre ( 5% solución) C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; se forma en el músculo durante el ejercicio C4H8O4 120.10 Eritrosa Se forma durante el metabolismo de la glucosa C5H10O5 150.13 Ribosa Componente de ácidos nucleicos y de la vitamina B2 C6H12O6 180.16 Glucosa Nutriente más importante para la energía de las células

  33. Dos compuestos con fórmula molecular C2H6O Propiedad Etanol Éter dimetílico M (g/mol) 46.07 46.07 Color Incoloro Incoloro Punto de fusión - 117oC - 138.5oC Punto de ebullición 78.5oC - 25oC Densidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mL Uso Intoxicante en las En refrigeracion bebidas alcohólicas H H H H H C C O H H C O C 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 6.022 x 1023 Moles moles

  36. Ecuaciones químicas Informacion cualitativa: Reactivos Productos Estados de la materia: (s) sólido (l) líquido (g) gaseoso (ac) acuoso 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

  37. Tres maneras de representar la reacción de H2con O2para formar H2O reactivos productos 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 Dos moléculas de agua Una molécula de oxígeno Dos moléculas de hidrógeno

  38. Cómo “leer” las ecuaciones químicas 2 Mg + O2 2 MgO 2 átomos Mg + 1 molécula O2produce 2 unidades de la fórmula MgO 2 moles Mg + 1 mole O2produce2 moles de MgO 48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2produce80.6 g de MgO NO ES 2 gramos de Mg + 1 gramo de O2produce 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 • no agregue al balance iones “testigo” 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + H2O (g) 1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g) 1 CH4 (g) + 2O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g) Ca2+ (aq) + 2 OH- (ac) Ca(OH)2 (s) + Na+ + Na+

  40. 1 6 C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía 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 (C6H14). Plan: Escriba el esqueleto de la ecuación de acuerdo a la descripción de los compuestosdejando espacios antes de cada compuesto. Inicie el balance con el compuesto más complejo, y deje el oxígeno hasta el final. Solucion: C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía Comience con una molécula de hexano que indica que se obtendrán 6 CO2’s

  41. C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía 2 C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía 12 14 2 C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía 19 12 14 Balanceo de ecuaciones químicas Los átomos de H se convertirán en H2O, 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 6 7 Dado que los átomos de oxígeno se presentan sólo como moléculas diatómicas (dos átomos de O, O2), 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 CO2, y 14 moléculas de H2O. Esto da ahora 12 átomos O2 de dióxido de carbono, y 14 átomos de O del agua, el cual contendrá otras 7 moléculas de O2 para un total de 19 O2

  42. Información contenida en una ecuación balanceada Vista en Reactivos Productos términos de: 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) = 4 CO2 (g) + 6 H2O(g) + Energía Moléculas 2 moléculas de C2H6 + 7 moléculas de O2 = 4 moléculas de CO2 + 6 moléculas de H2O Cantidad (mol) 2 mol C2H6 + 7 mol O2 = 4 mol CO2 + 6 mol H2O Masa (uma) 60.14 uma C2H6 + 224.00 uma O2 = 176.04 uma CO2 + 108.10 uma H2O Masa (g) 60.14 g C2H6 + 224.00 g O2 = 176.04 g CO2 + 108.10 g H2O Masa total (g) 284.14g = 284.14g

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

  44. Cálculo de ecuación química masa átomos (moléculas) Peso Molecular g/mol 6.02 x 1023 Número de Avogadro moléculas Reactivos Productos Moles

  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 65.80 g de Al2S3: a) ¿Cuántas moles de agua se requieren para la reacción? b) ¿Qué masa de H2S y Al (OH)3 se formaría? Al2S3 (s) + 6 H2O(l) 2 Al(OH)3 (s) + 3 H2S(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 Al2S3 = = 0.4382 moles Al2S3 65.80 g Al2S3 150.17 g Al2S3/ mol Al2S3

  46. Cálculo de reactivos y productos en una reacción química a) cont. 0.4382 moles Al2S3 x = 2.629 moles H2O b) 0.4382 moles Al2S3 x = 1.314 moles H2S masa molar de H2S = 34.09 g / mol masa H2S = 1.314 moles H2S x = 44.81 g H2S 0.4382 moles Al2S3 x = 0.4764 moles Al(OH)3 masa molar de Al(OH)3 = 78.00 g / mol masa Al(OH)3 = 0.4764 moles Al(OH)3 x = = 37.16 g Al(OH)3 6 moles H2O 1 mol Al2S3 3 moles H2S 1 mol Al2S3 34.09 g H2S 1 mol H2S 2 moles Al(OH)3 1 mol Al2S3 78.00 g Al(OH)3 1 mol Al(OH)3

  47. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Problema: El fosfato de calcio podría ser preparado en la siguiente reacción secuencial: 4 P4 (s) + 10 KClO3 (s) 4 P4O10 (s) + 10 KCl (s) P4O10 (s) + 6 H2O (l) 4 H3PO4 (ac) 2 H3PO4 (ac) + 3 Ca(OH)2 (ac) 6 H2O(ac) + Ca3(PO4)2 (s) Dados: 15.5 g P4 y suficiente KClO3 , H2O yCa (OH)2. ¿qué masa de fosfato de calcio podría ser formada? Plan: (1) Calcule los moles de P4. (2) Use las razones molares para obtener los moles de Ca3(PO4)2. (3) Convierta los moles de producto nuevamente a masa usando la masa molar del fosfato de calcio.

  48. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Solución: moles de fósforo = 15.50 g P4 x = 0.1251 mol P4 Para reacción #1 [ 4 P4 (s) + 10 KClO4 (s)4 P4O10 (s) + 10 KCl (s) ] Para reacción #2 [ 1 P4O10 (s) + 6 H2O (l)4 H3PO4 (ac) ] Para reacción #3 [ 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 1 Ca3(PO4)2 + 6 H2O] 0.1251 moles P4 x x x = 0.2502 moles Ca3(PO4)2 1 mol P4 123.88 g P4 4 moles P4O10 4 moles P4 4 moles H3PO4 1 mol P4O10 1 mol Ca3(PO4)2 2 moles H3PO4

  49. Cálculo de las cantidades de reactivos y productos en una reacción secuencial Masa molar de Ca3(PO4)2 = 310.18 g mol masa del producto = 0.2502 moles Ca3(PO4)2 x = = 77.61 g Ca3(PO4)2 310.18 g Ca3(PO4)2 1 mol Ca3(PO4)2

  50. Problemas con reactivo limitante a A + b B + c Cd 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....).

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