sesion 07 estequiometrÍa e
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SESIÓN N° ……. ESTEQUIOMETRÍA
UNIVERSIDAD NACIONAL TECNOLOGICA DEL CONO
SUR - UNTECS
QUIMICA GENERAL
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ESTEQUIOMETRÍA
Estequiometria y ecuación química Unidades de medición química Unidades de concentración. Relaciones estequiométricas. Reactivo limitante. Eficiencia de una reacción. Caso de estudio: liberación de SO2 a la
atmósfera en una refinería.
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ESTEQUIOMETRÍAEs la parte de la química que trata el estudio de las relaciones cuantitativas entre las masas, los volúmenes y el número de moles de las sustancias que participan en una determinada reacción química.REACCIONES QUÍMICAS
Fenómenos químicos; hay una transformación en la estructura atómica o molecular de las sustancias.
Proceso por el cual dos sustancias actúan entre si con la desaparición total o parcial de estas y la formación de nuevas sustancias.
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REACTIVOS O REACTANTES PRODUCTOS ECUACION QUIMICA: Expresión de la reacción química. Se realiza en
forma de igualdades matemáticas. La finalidad, expresar cualitativa y
cuantitativamente a los componentes de la reacción química, ej.:
2 Na(s) + 2 H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g)
Una molécula de sodio reacciona con 2 moléculas de agua para producir 2 moléculas de hidróxido de sodio y 1 molécula de hidrogeno
Nota: puede expresar, Una molécula = una mol de moléculas = una mol-gramo de moléculas
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CARACTERÍSTICAS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA: Los reactivos o productos de la Rx se expresan a través de
símbolos, si son elementos, o fórmulas si son compuestos, El subíndice (s) indica que la sustancia se encuentra en
estado sólido líquido (l) gaseoso (g) o sustancia en medio acuoso (aq) disuelto en agua. (25°C y 1 atm. de presión)
La flecha indica el sentido de la reacción (izq. a der.) Debe cumplir con la conservación de la masa y elementos,
es decir, el tipo y número elementos a ambos lados de la ecuación. Si cumple la ecuación está balanceada.
Los números que aparecen delante de las sustancias se denomina coeficientes, estos resultan como consecuencia del balanceo de la ecuación. (se modifican los coeficientes no los subíndices)
La ecuación química es estequiométrica, esto significa que cumple con las leyes de la conservación de la masa.
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UNIDADES DE MEDICIÓN QUÍMICA
masa atómicamasa molecularmasa fórmulamasa molarvolumen molar
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MASA ATÓMICA
Es la masa de un solo átomo, se mide en uma (unidad de masa atómica)
Ca 40 uma
Na 23 uma
17 umaCl
H 1 uma
Nota: estos valores se obtienen de la tabla periódica
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MASA MOLECULAR
Es la masa de una sola molécula, se mide en uma (unidad de masa atómica)
H2O: tiene 2 Hidrógenos (1 uma) y 1 Oxígeno (16 uma)
Masa molecular = 2(1 uma) + 1(16 uma) = 18 umaCH4: tiene 4 Hidrógenos (1 uma) y 1 Carbono (12 uma)
Masa molecular = 4(1 uma) + 1(12 uma) = 16 umaNH3: tiene 3 Hidrógenos (1 uma) y 1 Nitrógeno (14 uma)
Masa molecular = 3(1 uma) + 1(14 uma) = 17 uma
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MASA FÓRMULA
Es la masa de una sola unidad fórmula, se mide en uma (unidad de masa atómica)
Ca2+ O-2CaO: tiene 1 Calcio (40 uma) y 1 Oxígeno (16 uma)
Masa fórmula = 40 uma + 16 uma = 56 uma
Cl1- Mg2+ Cl1-MgCl2: tiene 1 magnesio (24 uma) y 2 cloro (35.5 uma)
Masa fórmula = 1(24 uma) + 2(35.5 uma)= 56 uma
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MOL
Es la unidad química de cantidad de materia, 1 mol es igual a 6.023x1023 unidades (átomos, moléculas, unidades fórmulas, iones, etc).
Plomo mercurio agua sacarosa dicromato de potasio
Pb Hg H2O C12H22O11 K2Cr2O7
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MASA MOLAR
Es la masa de 1 mol, se mide en gramos y es numericamente igual a la masa atómica, masa molecular y masa fórmula.
Sustancia Plomo mercurio agua sacarosa dicromato de potasio
Fórmula Pb Hg H2O C12H22O11 K2Cr2O7
Masa molar 207.2 200.6 18 342 294
(gramos)
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VOLUMEN MOLAR
Es el volumen de 1 mol, a condiciones normales (1 atm de presión y 273 K de temperatura) 1mol de un gas es igual a 22.4 L
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VOLUMEN MOLAR
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CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES
Una solución está formada por la unión de un soluto y un solvente.
La relación entre la cantidad de soluto y la solución se expresa en unidades de concentración de soluciones
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UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Físicas Densidad % masa % volumen ppmQuímicas Molaridad Normalidad
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DENSIDAD
Es la relación entre la masa de la soluciòn y el volumen de la solución
Masa = 588.8 g Volumen = 320 mL
Vm
d
mLgmLg
d /84.1320
8.588
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% EN MASA
Es la relación entre la masa del soluto y la masa de la solución
10 g de NaCl
100 g de H2O
100% xsoluciónm
solutommasa
%09.910011010
% xmasa
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% EN VOLUMEN
Es la relación entre el volumen de un soluto y el volumen de una solución.
Solvente = 700 mL
Soluto = 200 mL
Solución
100% xsoluciónV
solutoVVolumen
%2.22100900200
% xmLmL
Volumen
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PPM: PARTES POR MILLÓN
Son los miligramos (mg) de una sustancia en 1 L de solución.
100 mg de K2CrO4
soluto
1 L de solución
solucióndeL
solutomgppm
ppmsolucióndeLmg
ppm 1001
100
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MOLARIDAD
Es la relación entre el número de moles de soluto (masa/masa molar ) y el volumen de la solución en litros.
soluciónL
soluto
soluto
soluciónL
solutomoles
VMm
V
nM
M
MLsolución
molgg
M 77.01
/5.5845
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NORMALIDAD
soluciónL
soluto
soluto
soluciónL
solutoesequivalent
VM
m
VN
#
NLsolución
molg
g
N 77.01
1/5.58
45
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Ácidos:
cantidad de H liberados
H3PO4 H+ + H2PO4-1
= 1HCl H+ + Cl-
= 1 Bases:
cantidad de OH liberados
Ca(OH)2 Ca2++ 2OH-
= 2
Redox:cantidad de e- intercambiadosCr6+ Cr3+
= 38H+ +MnO4
- Mn2+ +4H2O = 5
Sales:cantidad carga del catión o anión
Na2SO4
= 2
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RELACIÓN N Y M
soluciónL
soluto
soluto
soluciónL
solutomoles
VMm
V
nM
soluciónL
soluto
soluto
soluciónL
solutoesequivalent
VM
m
VN
#
MN
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RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
Relaciones Simplesmol-molmasa-masavolumen-volumen
relaciones combinadasMol – masaMol – volumenMasa - volumen
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MOL - MOL
En esta relación el dato se expresa en moles y la pregunta también.
Ejemplo:Ejemplo: determinar las moles de Hidrógeno formados a partir de 3 mol de Zn
222 HZnClHClZn
Problema: 3 mol Zn x mol H2Estequiométrico: 1 mol Zn 1 mol H2
22 3
11.3
molHmolZn
molHmolZnx
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MOL - MOL
Ejemplo: Determinar las moles de Oxígeno (O2) formados por la descomposición de 5 moles de KCLO3.
23 322 OKClKClO
Problema: 5 mol KClO3 x mol O2
Estequiométrico: 2 mol KClO3 3 mol O2
23
23 5.72
3.5molO
molKClO
molOmolKCLOX
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MASA - MASA
En esta relación el dato se expresa en gramos y la pregunta también.
Ejm: Determinar los gramos de CaO (masa molar = 56 g)obtenidos a partir de 200 g de CaCO3 (masa molar=100g)
23 COCaOCaCO
Problema: 200 g CaCO3 x g CaOEstequiométrico: 1(100 g CaCO3) 1(56 g CaO)
gCaOgCaCO
gCaOgCaCOX 112
100
56.200
3
3
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MASA - MASA
Determinar la masa de H2O (masa molar 18 g) producida al neutralizar 160 g de NaOH (masa molar 40 g) con suficiente H2SO4.
OHSONaSOHNaOH 24242 22
Problema: 160 g NaOH x g H2OEstequiométrico: 2(40 g NaOH) 2(18 g H2O)
OgHgNaOH
OgHgNaOHX 2
2 7240.2
18.2.160
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VOLUMEN - VOLUMEN
En esta relación el dato se expresa en unidades de volumen y la pregunta también.
Ejemplo: Determinar los litros de CO2 obtenido a partir de combustión de 20 Litros de CH4.
OHCOOCH 2224 22
Problema: 20 L CH4 x L CO2
Estequiométrico: 1 L CH4 1 L CO2
24
24 201
1.20LCO
LCH
LCOLCHX
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VOL - VOL
Determinar el volumen de CO2 formado por la combustión de 15 L de gas propano (C3H8).
OHCOOHC 22283 435
Problema: 15 L C3H8 x L CO2
Estequiométrico: 1 L C3H8 3 L CO2
283
283 451
3.15LCO
HLC
LCOHLCX
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RELACIONES COMBINADAS
Son relaciones donde se combinan las relaciones simples antes mencionadas.
Mol - MasaMol - VolumenMasa - Volumen
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MOL - MASA
En esta relación el dato está expresado en mol y la pregunta en masa.
Ejemplo: determinar la masa de ácido fosfórico H3PO4 (masa molar = 98 g) formado a partir de 5 moles de decaóxido de tetrafósforo (P4O10).
432104 46 POHOHOP Problema: 5 mol P4O10 x g H3PO4
Estequiométrico: 1 mol P4O10 4(98 g) H3PO4
43104
43104 19601
)98(4.5POgH
OmolP
POHgOmolPX
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MOL - MASA
Ejemplo: determinar la masa de agua H2O
(masa molar = 18 g) formado a partir de la combustión de 5 moles de propano (C3H8).
OHCOOHC 22283 435
Problema: 5 mol C3H8 x g H2OEstequiométrico: 1 mol C3H8 4(18g) H2O
OgHHmolC
OHgHmolCX 2
83
283 3601
)18(4.5
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MOL - VOLUMEN
En esta relación el dato está expresado en mol y la pregunta en volumen a Condiciones normales (1mol = 22.4 L).Ejemplo: determinar el volumen de O2 (a condiciones normales) formado a partir de la descomposición de 5 moles de clorato de potasio (KClO3).
23 322 OKClKClO Problema: 5 mol KClO3 x L O2
Estequiométrico: 2 mol KClO3 3(22.4L) O2 2
3
23 3361
)4.22(3.5LO
molKClO
OLmolKClOX
2168L O2
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MOL - VOLUMEN
Ejemplo: determinar el volumen de CO2 (a condiciones normales) formado a partir de la combustión de 3 moles de metano (CH4).
OHCOOCH 2224 22
Problema: 3 mol CH4 x L CO2
Estequiométrico: 1 mol CH4 1(22.4L) CO2
24
24 2.671
)4.22(1.3LCO
molCHCOLmolCH
X
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MOL -VOLUMEN
En caso de no encontrarse en C.N. Se debe calcular primero las moles de la sustancia pedida y luego reemplazar este valor en la ecuación de los gases
TRnVP
Donde:P: Presión atm, Kpa, mmHgV: volumen Ln: número de molesR: constante Universal de los gases 0.082 atm.L/mol.KT: Temperatura K
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MASA - VOLUMEN
En esta relación el dato está expresado en masa y la pregunta en volumen a Condiciones normales (1mol = 22.4 L).
23 COCaOCaCO
Problema: 250 g CaCO3 x L CO2
Estequiométrico: 1(100 g) CaCO3 1(22.4L) CO2
23
23 56)100(1
)4.22(1.250LCO
CaCOg
COLgCaCOX
Ejm: determinar el volumen de CO2 (a condiciones normales) formado a partir de la descomposición de 250 gramos de CaCO3
(masa molar = 100 g).
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MASA - VOLUMEN
222 HZnClHClZn
Problema: 650 g Zn x L H2
Estequiométrico: 1(65 g) Zn 1(22.4L) H2
22 224
)65(1)4.22(1.650
LHZng
HLgZnX
Ejemplo: determinar el volumen de H2 (a condiciones normales) formado a partir de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g).
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REACTIVO LIMITANTE Y EXCESO
En toda reacción siempre se agrega un reactivo en exceso y otro en menor proporción, la cantidad de producto que se forme dependerá del reactivo que está en menor proporción llamado reactivo limitante.
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REACTIVO LIMITANTE
Para determinar el reactivo limitante se dividen los datos problema entre los datos estequiométricos, siendo el limitante el que presenta la menor proporción.
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REACTIVO LIMITANTE
Ejemplo: determinar el volumen de H2 (a condiciones normales) formado a partir de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g) y 100 g de HCl (masa molar 36.5 g).
222 HZnClHClZn
Problema: 650 g Zn 100 g HCl x L H2
Estequiométrico: 1(65 g) Zn 2(36.5 g) HCl 1(22.4L) H2
10 1.4
Reactivo limitante 22 7.30
)5.36(2)4.22(1100
LHHClg
LHgHClxx
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REACTIVO LIMITANTE
Ejemplo: determinar la masa de H2O (masa molar = 18 g) formado a partir de la reacción de 160 g de NaOH (masa molar = 40 g) y 2.5 mol de H2SO4.
OHSONaSOHNaOH 24242 22
Problema: 160g NaOH 2.5 mol H2SO4 x g H2OEstequiométrico: 2(40 g)NaOH 1 mol H2SO4
2(18g) H2O2 2.5
Reactivo limitante OgHNaOHg
OgHgNaOHxx 2
2 72)40(2
)18(2160
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REACTIVO EN EXCESO
Ejemplo: determinar la masa que queda sin reaccionar, de la reacción de 160 g de NaOH
(masa molar = 40 g) y 2.5 mol de H2SO4.
OHSONaSOHNaOH 24242 22 Problema: 160g NaOH 2.5 mol H2SO4
Estequiométrico: 2(40 g)NaOH 1 mol H2SO4
2
Reactivo limitante
2.5
Rvo Exceso
4242 2
)40(2
1160SOmolH
NaOHg
SOmolHgNaOHxx
Moles sin reaccionar:2.5 – 2.0 = 0.5 mol0.5mol x 98 g/mol = 49 g
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REACTIVO EXCESO
Ejemplo: determinar los gramos del reactivo que queda en exceso, de la reacción de 650 gramos de Zn (masa molar = 65 g) y 100 g de HCl (masa molar 36.5 g).
222 HZnClHClZn
Problema: 650 g Zn 100 g HCl
Estequiométrico: 1(65 g) Zn 2(36.5 g) HCl
10 1.4
Reactivo limitantegZn
HClg
gZngHClxx 04.89
)5.36(2
)65(1100
gramos sin reaccionar: 650-89.04 = 560.96 g Zn
Rvo Exceso
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PUREZA DE REACTANTES
liberación de SO2 a la atmósfera en una refinería
Al quemar 200 Kg de blenda ZnS (pureza 50 %, masa molar 97 g) determinar los gramos de SO2 (masa molar 64g) formados si la reacción se lleva a cabo con una eficiencia del 80 %
22 2232 SOZnOOZnS
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PUREZA DE REACTANTES
22 2232 SOZnOOZnS
Problema: 200x103 g ZnS x (0.5) xg SO2
Estequiométrico: 2(97 g) ZnS 2(48 g) SO2
22
3
97.98)97(2
)48(2)5.0(10200SOKg
ZnSgSOggZnS
X
2
2
2
2.79
10097.98
%80
SOKgX
SOKg
SOKgx
Eficiencia
pureza
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EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN
Las reacciones en forma real no se realizan en su totalidad, el resultado obtenido mediante los cálculos anteriormente realizados se conocen con el rendimiento teórico (Rteórico) y el resultado obtenido en forma real se conoce como rendimiento real (Rreal). La eficiencia de una reacción se mide con el porcentaje de rendimiento
100% teórico
real
RR
R
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EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN
Al calentar 300 gramos de CaCO3 (masa molar 100 g) se obtiene sólo 112 g de CaO (masa molar 56 g)
23 COCaOCaCO
Problema: 300 g CaCO3 x g CaO
Estequiométrico: 1(100 g) CaCO3 1(56 g) CaO
gCaOCaCOg
CaOggCaCOX 168
)100(1
)56(1.300
3
3
%7.66100168112
% gCaOgCaO
REficiencia