2.Como resolver problemas Básicos de estequiometría PDF

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practica para aprender a resolver problemas de estequiometria en quimica general...

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Como resolver problemas de estequiometría Indice: Como resolver problemas de estequiometría................................................................................................... 1 1. Estequiometría en elementos y Compuestos............................................................................................ 1 Problema Tipo1 Composición porcentual a partir de las fórmulas................................................................1 Problema tipo 2. Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica............................................................1 Problema tipo 3 Diferencia entre masa molar. masa atómica y número de átomos.....................................2 2. Estequiometría de la reacción química...................................................................................................... 2 Problema tipo 1 reacción química con reactivos puros.................................................................................2 Problema tipo 2 reacción química con reactivos impuros.............................................................................3 Problema tipo 3 Reactivo Limitante............................................................................................................. 3 Problema tipo 4 Reactivo Limitante y rendimiento.......................................................................................5 La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos están implicadostría 1. Estequiometría en elementos y Compuestos. Conceptos Claves a repasar Fórmula química de los compuestos: óxidos Hidruros. ácidos . hidróxidos y sales Fórmula empírica y molecular Mol. masa atómico y molecular. Masa atómica Promedio. Masa molar de un elemento y de un compuesto Masa o Peso Molecular y Peso Formula. Aclaración: Formula química: es una simbología para describir en un compuesto molecular o iónica los átomos que la componen y su arreglo cuantitativo (relaciones entre los átomos) Ej. : H2O, C6H12O6, H2 SO4 El peso o masa fórmula de una sustancia es la suma de las masas atómicas de cada uno de los átomos que componen su fórmula química Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es coincidente con la fórmula molecular y el peso o masa fórmula es la masa molecular. Ejemplo Una molécula de agua tiene la fórmulas: H2O Luego la masa molecular es: 2x1uma + 16uma= 8.0 uma; La masa molar será: 1 mol de H2O = 18.0 gramos El carbono. el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto. el peso masa fórmula y la masa molecular de la glucosa será: [6 x (12 uma)] + [12 x (1.00794 uma)] + [6 x (15.9994 uma)] = 180.0 uma La masa molar:

180.0 g glucosa/mol

Con las sustancias que son compuestos iónicos sucede algo parecido. Las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, pues forman redes cristalinas. Sin embargo se asocian en proporciones discretas mínimas que se replican en el cristal. Se puede describir sus pesos o masa fórmula pero no es correcto hablar de masas moleculares. Ejemplo: El peso o masa fórmula del NaCl es: 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma Un par iónico o fórmula iónica (unidad del cristal iónico de cloruro de sodio) es NaCl pesa o tienen una masa de 58,5 uma 1 mol de NaCl pesa o tiene una masa (molar) de 58.5 gramos Problema Tipo1 Composición porcentual o composición cetesimala a partir de las fórmulas ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos del compuesto metano? CH4 Peso fórmula y molecular: [1 x (12.011 uma)] + [4 x (1.008)] = 16.043 uma

Si 16.043 uma de compuesto--------------- hay 12.011 uma deC. En 100 uma de compuesto --------------- x uma = 74.9 uma

%C = 1 x (12.011 uma)/16.043 uma = 0.749 = 74.9% %H = 4 x (1.008 uma)/16.043 uma = 0.251 = 25.1%

74.9% C= 74.9 partes por cada 100 partes de compuesto

Problema tipo 2. Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40.92 % de C y 4.58 % de H. en masa. El resto. hasta completar el 100%. es decir el 54.50 %. es de O. El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su Observar que en este fórmula empírica? La fórmula química de un compuesto obtenida por caso se uso g en vez de medio del análisis de sus elementos o de su uma dado que las composición siempre será la fórmula empírica. En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos: proporciones se mantienen si se usan las Para poder obtener la fórmula molecular 40.92 gramos C necesitamos conocer el peso molecular del mismas unidades 4.58 gramos H compuesto. 54.50 gramos O La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir. múltiplos Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así: enteros de los subíndices de la fórmula empírica). (40.92 g de C) x (1 mol/12.011 g) = 3.407 moles de C

(4.58 g de H) x (1 mol/1.008 g) = 4.544 moles de H (54.50 g de O) x (1 mol/15.999 g) = 3.406 moles de O Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3.406 o sea la del oxígeno): C = 3.407 moles/3.406 moles = 1.0 H = 4.544 moles/3.406 moles = 1.333 O = 3.406 moles/3.406 moles = 1.0 Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales. en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo. hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero. 1.333 es como 1 y 1/3. así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos. C = 1.0 x 3 = 3 H = 1.333 x 3 = 4 O = 1.0 x 3 = 3 Es decir C3H4O3 Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero. ¿y la fórmula molecular? Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica? (3 x 12.011) + (4 x 1.008) + (3 x 15.999) = 88.062 uma El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental. ¿Cuál será la proporción entre los dos valores? (176 uma / 88.062 uma) = 2.0 Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la fórmula empírica por dos. entonces la masa molecular será la correcta. Entonces. la fórmula molecular será: 2 x C3H4O3 = C6H8O6 Problema tipo 3 Diferencia entre masa molar. masa atómica y número de átomos Si tuviera 2.8 gramos de oro. ¿cuántos átomos de oro tendría? Fórmula del oro: La masa atómica del

Au Au = 196.9665 uma

Por lo tanto. 1 mol de oro pesa 1.97 102gramos. De manera que. en 2.8 gramos de oro habrá: (2.8 gramos)(1 mol/1.97 102 gramos) = 0.0142mol Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6.02 x 1023 átomos /mol. Por lo cual. en 0.0142 moles tendremos: (0.0142 moles)(6.02x1023atomos/moles)=8.56x1021 átomos Rta. 8.6x1021 átomos de Au

2. Estequiometría de la reacción química Conceptos Claves a repasar Ley de conservación de masa Ley de las proporciones constates Reacción Química y ecuaciones química su forma de balancear Coeficiente estequiometrica Problema tipo 1 reacción química con reactivos puros Dada la reacción: CaCO3 (s) + Cl2 (g) → Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) ¿Cuantos g de CaCl2 se obtiene a partir de la reacción de 230.0g Carbonato de Calcio con exceso de Cloro? Solución Obs. Carbonato de calcio reacciona con el gas Datos explicitados cloro para dar oxido de cloro (I) u oxido hipocloroso 230g de CaCO3 . con cloruro de calcio y dióxido de carbono Datos no explicitados Se asume que la reacción es irreversible o sea que reacciona totalmente el Carbonato hasta transformarse en producto de reacción CaCl2 Cifra significativa a utilizar para presentar los resultados 4. Masa Molar : CaCO3 1 · 40.078 + 1· 12.011 + 3 · 16.000 = 100.09 g CaCl2 40.078 + 2 · 35.453 = 110.98 g 1. debe verificarse que la ecuación química esté balanceada CaCO3 (s) + 2 Cl2 (g) → Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) Si en la ecuación dada. contamos los átomos de cada a cada lado de la flecha. los valores del cloro deben equilibrarse

2. ahora se conocen los cof. Estequimétricos. en este caso son todos iguales a 1 (uno) luego se puede plantear las relaciones de masa pertinentes. en este caso solo hace falta la del carbonato y el cloruro de calcio CaCO3 (s) + 2 Cl2 (g) → 1mol 2mol 100.09 g 3. aplicamos la relación estequimetrica luego:

Cl2O (g) 1mol

+

CaCl2 (s) 1mol 110.98 g

+

CO2 (g) 1mol

Si 100.09 g de CaCO3 ---------- 110.98 g de CaCl2 (todos puros) 230.0g de CaCO3 ---------- x= 110.98g CaCl2 · 230.0g de CaCO3 = 255.02 g de CaCl2 puros. 100.09 g de CaCO3 Rta. Con 230.0g de carbonato de Ca puro se obtienen 255.02 g de CaCl2 puros. Problema tipo 2 reacción química con reactivos impuros. Dada la reacción: CaCO3 (s) +2 Cl2 (g) → Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) ¿Cuantos g de CaCl2 se obtiene a partir de la reacción de 230.0g Carbonato de Calcio al 80. % con exceso de Cloro? Solución Datos explicitados 230g de CaCO3 ; Pureza: 80.% (dos cs) Datos no explicitados Se asume que la reacción es irreversible o sea que reacciona totalmente el Carbonato hasta transformarse en producto de reacción CaCl2 Se asume que las impurezas no reaccionan son inertes. Cifra significativa a utilizar para presentar los resultados 2 . Masa Molar : CaCO3 1 · 40.078 + 1 230.0 g 12.011 + 3 · 16.000 = 100. g CaCl2 40.078 + 2 · 35.453 = 111.g 1. Debe verificarse que la ecuación química esté balanceada CaCO3 (s) + 2 Cl2 (g) → Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) 2. las relaciones estequimetircas son: CaCO3 (s) 1mol 100.09 g

+

2 Cl2 (g) → 2 mol

Cl2O (g) 1mol

+

CaCl2 (s) 1mol 110.98 g

+

CO2 (g) 1mol

3. Hasta aquí es todo igual que el anterior. pero ahora lo que reacciona no es todo el carbonato sino la parte pura del mismo luego se debe averiguar cuanto de la muestra reaccionará SI 100 g de CaCO3 al 80. % ------------- 80 g de CaCO3 puro 230.0 g de CaCO3 al 80. % ----------- x =

230.0 g · 80 g de CaCO3 puro = 184. de CaCO3 puro 100 g

4. Estos 184g son la parte que reacciona con el cloro. Luego: Si 100. g de CaCO3 ---------- 111 g de CaCl2 (según la ec. Qca.) 184. g de CaCO3 puro --------- x= 111 g CaCl2 · 184g de CaCO3 = 204.24 g de CaCl2 puros. 100. g de CaCO3 Rta : 2.0 102 . g de CaCl2 son obtenidos por la reacción de 230.0g Carbonato de Calcio al 80. %. Problema tipo 3 Reactivo Limitante. Dada la reacción: CaCO3 (s) +2 Cl2 (g) → Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g) ¿Cuantos g de CaCl2 se obtiene a partir de la reacción de 230.0g Carbonato de Calcio al 80. % con 150 g de Cloro gaseoso? Solución Datos explicitados 230g de CaCO3 ; Pureza: 80.% (dos c significativa) 150 g de Cl2 puro Datos no explicitados Se asume que la reacción es irreversible o sea que reacciona totalmente el Carbonato hasta transformarse en producto de reacción CaCl2 Se asume que las impurezas no reaccionan son inertes. El cloro ahora no está en exceso luego debe verificarse entre el CaCO3 (s) y el Cl2 (g) cuál es limitante y cuál de ellos está en exceso. Finalmente con el reactivo limitante calcular el valor del producto.

1. las relaciones estequimetricas están dadas por: CaCO3 (s) 1mol 100.09 g

+

2 Cl2 (g) → 2 mol 142. g

Cl2O (g) 1mol

+

CaCl2 (s) 1mol 110.98 g

+

CO2 (g) 1mol

2. la cantidad de compuesto puro que se tiene para reaccionar es 150. g de Cl2 La cantidad de carbonato puro disponible es: 230g de CaCO3 · 0.80 = 1.84102 g de CaCO3 puro contenido en la muestra de 230.g 3. Usar la relación estequiometrica para verificar el reactivo limitante. Suponiendo que el limitante es el CaCO3 luego este reaccionaría completamente consumiendo el cloro que necesite. entonces averiguamos cuanto cloro necesita Si 100.1 g de CaCO3 ---------142. Cl2 (según la ec. Qca.) 184g de CaCO3 = 204.24 g de Cl2 puro 1.84 102 g de CaCO3 puro --------- x= 142 Cl2 · 100. g de CaCO3 Se necesitarían 204.24 g de Cl2 puros para consumir todo el carbonato. como solo tenemos 150g de Cl2 puro. este se consumirá primero. transformándose en el reactivo limitante. Luego para calcular el Si 142. g Cl2

CaCl2 debo partir de los 150g de Cl2 (nunca debe usarse el reactivo en exceso). ---------- 111 g de CaCl2 (según la ec. Qca.)

150. g de Cl2 puro ---------

x= 111 g CaCl2 · 150g de Cl2 puro = 117.25 g de CaCl2 puros. 142. g Cl2

Rta: El reactivo limitante es el Cloro. y 150 g de este generan 1.17 102 g de Cloruro de Ca. (la respuesta se da con 3 c significativas redondeas dado que la cantidad de menor precisión. usada en los cálculos es que se midió es 150g con 3cs

Problema tipo 4 Reactivo Limitante y rendimiento Rendimiento con Reactivos Limitantes Ejemplo: Dada la reacción : Sb4 + 6 Cl2 → 4 SbCl3 Se sabe que la masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3.00 g de antimonio y 2.00 g de cloro es de 3.75g. ¿Cuál es el rendimiento? Solución Datos explicitados: Cantidad final de producto: 5.05 g de SbCl3 Cantidad de reactivo: 3.00 g Sb. y 2.00 g de Cl2 Datos no explicitados Se consideran todos los reactivos puros. El nro de cifras significativas es 3 (luego se deben hacer los cálculos con 4 y expresar el resultado con 3cs). El rendimiento se entiende como la relación % rendimiento = rendimiento real · 100 rendimiento teórico (Pesos Atómicos: Sb = 121.8. Cl = 35.45) Masa Molecular del Sb4: 487.2 Masa Molecular del Cl2: 70.90 Masa Molecular del SbCl3: 228.2 Estrategia A partir de la fórmula de % de rendimiento debo encontrar el rendimiento teórico para lo cual se necesita de la cantidad máxima de producto teórico a obtener (este surge de hacer reaccionar totalmente el reactivo limitante que no está en exceso). Luego con el reactivo limitante debo calcular el valor teórico de cloruro de antimonio (III) a partir de la ec. Qca. Finalmente aplico la fórmula para obtener el rendimiento

Solución Sb4 + 1mol

6 Cl2 → 6mol

4 SbCl3 4mol

En esta reacción. 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3. 1) Se debe encontrar el reactivo limitante para ello se usará un estrategia levemente diferente a la anterior se utillizará la relación de moles que nos da la ecuación estequiométrica. luego se necesita el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb4: 487.2 Número de moles de Sb4 = 3/487.2 = 0.006156 Peso Molecular del Cl2: 70.90 Número de moles de Cl2 = 2/70.9 = 0.02820

2) Comparar la relación entre los moles de los reactivos presentes en el reactor. con la de los coeficientes estequiométricos en la ecuación ajustada. Relación de reactivos presentes: 0.00656mol Sb4 /0.0282 moles Cl2 = 1/(0.0282/0.00656) =1/4.3 La relación estequiométrica: de 1 mol de Sb4 / 6 moles de Cl2 = 1/6 Esto se lee que para cada mol de Sb4 necesito 6 moles de Cl2 pero en realidad se tiene por cada mol de Sb4 se tiene sólo 4.3 de Cl2 . falta Cloro para cumplir con la relación estequiométrica. luego el Cl2 es el reactivo limitante. Recordar que sólo hay 0.0282 mol de Cl2 que teóricamente se consumirán totalmente con un exceso de Sb4 3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2.00 g de Cl2 (el reactivo limitante). Sb4 + 1mol

6 Cl2 → 6mol 425.4 g

4 SbCl3 4mol 912.6 g

Si 425.4 g Cl2 -------------------- 912.6 g SbCl3 2.00 g Cl2 -------------------- x= 2.00 g Cl2 · 912.6 g SbCl3 = 4.29 g SbCl3 425.4 g Cl2 Otra forma de calcularlo es por el método del mol:

Convierte los 2 g Cl a moles de cloro

Relación estequimétrica se obtiene 4moles de sal por cada 6 moles de cloro ver (ec.qca.). hasta aquí tenemos los moles de SbCl3 obtenidos por los 2g de cloro

Convierte a moles de SbCl3 obtenido de los pasos anteriores en g de SbCl3

4) sólo resta aplicar el % de rendimiento. dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100. Notar que el resultado se presenta con tres cifras (3.75/4.29) x 100 = 87.4% significativas.

Rta. : La reacción sólo genera el 87.4 % de SbCl3 que se obtendría si se cumpliese los términos de la ecuación estequiométrica al consumirse todo el reactivo limitante (Cl2 )...