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ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS

ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS. Ecuación química.

shasta
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ESTEQUIOMETÍA de las REACCIONES QUÍMICAS

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  1. ESTEQUIOMETÍAde lasREACCIONES QUÍMICAS

  2. Ecuación química Para facilitar el estudio (cualitativo y cuantitativo) de los cambios de composición de los sistemas materiales, se suele utilizar una expresión simbólica de este proceso conocida como ecuación química. Toda ecuación química consta de dos miembros y un conector y es una representación simbólica de la reacción química:…………. Reactivos → Productos…………………………………..Por ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O Índice de reactivo Es la relación cuantitativa (expresada en gramos o en moles) entre la cantidad de un dado reactivo que se pone a reaccionar y la cantidad de ese reactivo que forma parte de la ecuación química balanceada masicamente. Si en una reacción química participan dos o más reactivos, la cantidad de producto obtenido dependerá de aquel que posee menor índice de reactivo (se habla en este caso de reactivo limitante).

  3. Ejemplo 1.- sea la reacción: 2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O si se pone a reaccionar 50 g de HCl con 65 g de Ca(OH)2 los índices de reactivo serán: * para el HCl Ir = 50 g 71 g * para el Ca(OH)2 Ir = 65 g 74 g siendo 50 los gramos puestos a reaccionar y 71 la masa en gramos correspondiente a 2 moles de HCl siendo 65 los gramos puestos a reaccionar y 74 la masa en gramos correspondiente a 1 moles de Ca(OH)2 Ejercicio 2.- sea la reacción: 8HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O si se pone a reaccionar 2 moles de HNO3 con 60 g de Cu los índices de reactivo serán: * para el HNO3 Ir = 2moles 8 moles * para el Cu Ir = 60 g 195 g siendo 2 los moles puestos a reaccionar y 8 los moles que forman parte de la ecuación química siendo 60 los gramos puestos a reaccionar y 195 la masa en gramos correspondiente a 3 moles de Cu

  4. Reactivo Limitante: Una reaccion quimica avanza mientras todas las sustancias reactivos, estan presentes. Por tal motivo, se suele denominar como “reactivo limitante” a aquel que al consumirse completamente determina o limita la cantidad de producto formado. Ejemplo 3. Si 350 g de bromo reaccionan con 40 g de fósforo ¿cuantos moles de bromuro de fósforo(III) se formarán ?. Según: 6 Br2 + P4 → 4 PBr3 * para el Br2 Ir = 350 g = 0,36 960 g *para el P4 Ir = 40 g = 0,32 124 g Por lo tanto el reactivo limitante es el P4 y los moles de PBr3 a obtenerse puede calcularse según: moles de PBr3 = 4 moles de PBr3 = 4.moles de P4= 4. 40 g moles de P4 1 124 g/mol  moles de PBr3 = 1,29 moles siendo 960 g la masa en gramos de 6 moles de Br2 siendo 124 g la masa en gramos de 1 mol de P4

  5. Pérdida: hace referencia a la diferencia entre la cantidad (en gramos o en moles) de producto obtenido y lo que se debería obtener teóricamente (ley de Lavoisier). Es consecuencia de varios factores entre los que se encuentran la falta de precisión de los instrumentos de medida y las características propias de todo proceso. La perdida porcentual (P%) es la relación entre la perdida y la capacidad producida por reacción respecto de 100% de producción Ejemplo 4. En laboratorio se prepara O2 según: 2KClO3 → 2KCl + 3 O2 si se parte de 300 g de KClO3 calcular la perdida porcentual si el volumen real obtenido de O2 fue en CNPT de 60,0 litros. De acuerdo a la reacción moles de KClO3 = 2 moles de O2 = 3.moles de KClO3 moles de O2 3 2 moles de O2 =1,5 300 g =3,67 mol 122,5 g/mol Volumen de O2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L por lo tanto la perdida será: P = 82,2 L – 60,0 L = 22,2 L y la perdida porcentual (P%) = 22,2 . 100 % = 27,0 % 82,2 con 122,5 g/mol masa de un mol de KClO3

  6. Rendimiento: indica la capacidad de la reacción química a generar producto, en estrecha relación con la perdida producida se la define como la cantidad neta (real) de producto que se obtiene en un proceso químico. El rendimiento porcentual (R%) es la relación entre la cantidad neta (real) de sustancia producida y la cantidad producida por reacción respecto del 100% de producción. Ejemplo 5. En laboratorio se prepara O2 según: 2KClO3 → 2KCl + 3 O2 si se parte de 300 g de KClO3. Calcular el rendimiento porcentual si el volumen real obtenido de O2 en CNPT fue de 60,0 litros. De acuerdo a la reacción moles de KClO3 = 2 moles de O2 3 moles de O2 =1,5 300 g =3,67 mol 122,5 g/mol Volumen de O2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L R% = 60,0 . 100% = 73,0 % 82,2

  7. Pureza: en muchos casos por una cuestión de costos, el o los reactivos puestos a reaccionar tanto a nivel de laboratorio como industrial vienen acompañados (en mayor o menor grado según sea su uso) por sustancias, llamadas impurezas, las que se busca sean inertes a la reacción química. En estos casos se suele definir el porcentaje de pureza para indicar la cantidad de reactivo neta (útil) y la cantidad de reactivo puesto a reaccionar respecto de 100%. . • Ejemplo 6. Calcule el porcentaje de pureza de una muestra con sodio metálico, sabiendo que cuando 3,10 g de esa muestra reaccionan se producen 1,40 litros de hidrógeno medidos en CNPT según: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 • De acuerdo a la ecuación moles de Na = 2  • moles de H2 1 •  moles de Na = 2. moles de H2 = 2. 1,40 • 22,4  moles de Na = 0,125  masa de Na = 0,125 moles. 23 g/mol  masa de Na = 2,875 g  cantidad de impurezas = 3,10 g – 2,875 g •  cantidad de impurezas = 0,225 g • El porcentaje de pureza será: P % = (3,10- 0,225) .100% = 92,7 % • 3,10

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