Estequiometría I

Estequiometría I:

Leyes y conceptos de la estequiometría

Resumen de la clase anterior

Caracterizados por

Representado por

Divisible en

El átomo Modelos atómicos

Protón Neutró

n Electrón

Tipos de átomos

• Neutros

• Positivos

• Negativos

• Isótopos

• Isótonos

• Isóbaros

Números cuánticos

Propiedades periódicas

Grupos

Periodos

Enlace químico

Enlace iónico

Enlace covalente

Participan en

Sistema periódico

Enlace metálico

Aprendizajes esperados

• Conocer las leyes que rigen la estequiometría de las reacciones.

• Comprender el concepto de mol.

• Reconocer la constante de Avogadro.

• Calcular masas molares.

Pregunta oficial PSU

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de Ciencias 2015.

Dadas las siguientes ecuaciones:

C (s) + ½ O2 (g) → CO (g)

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Es correcto afirmar que estas se relacionan con la ley de

A) las proporciones definidas.

B) las proporciones múltiples.

C) la composición constante.

D) las proporciones reciprocas.

E) los volúmenes de combinación.

1. Estequiometría

2. Concepto de mol

3. Masa atómica y masa molar

4. Composición porcentual de los compuestos

5. Fórmula empírica y molecular

Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción

química.

Mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los

elementos químicos que están implicados en una reacción química.

1. Estequiometría

• En toda reacción química:

• Esta ley reafirma que en la naturaleza nada se

crea ni se destruye, solo se transforma.

masa reactantes = masa productos

Antoine Lavoisier

Químico francés

(1743-1794)

Reacción de formación de moléculas de agua.

1. Estequiometría

1.1 Ley de conservación de la masa

Louis Proust

Químico francés

(1754-1826)

• Diferentes muestras de una sustancia pura siempre contienen la

misma proporción de elementos.

• En cuanto a la ecuación química, esta ley implica que siempre se van a

poder asignar subíndices fijos a cada compuesto.

1. Estequiometría

1.2 Ley de las proporciones definidas

En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos

de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, y la proporción de

masa entre ambos siempre será 88,81% de O y 11,20% de H.

Reacción de formación de PbS (galena).

Cuatro

átomos de

plomo

Cuatro

átomos

de azufre

Cuatro unidades de sulfuro de

plomo

Cuatro

átomos de

plomo

Seis

átomos

de azufre

Cuatro unidades de

sulfuro de plomo

Dos átomos de

azufre

Ocho átomos de

plomo Cuatro átomos

de azufre

Cuatro unidades de

sulfuro de plomo

Cuatro átomos

de azufre

• Los elementos se pueden combinar en diferentes

proporciones para formar distintas moléculas.

• Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre:

CuO 79,89% de Cu 3,972 g de Cu/g de O

Cu2O 88,82% de Cu 7,943 g de Cu/g de O John Dalton

(1766-1844)

Químico y físico

británico

Reacciones de formación de NOx

1. Estequiometría

1.3 Ley de las proporciones múltiples

E ASE

La ley de proporciones definidas establece que en un compuesto dado, los

elementos constituyentes se combinan siempre en la misma proporción. A partir

de esta ley, es posible predecir que

A) las fórmulas químicas de dos compuestos distintos pueden ser iguales entre sí.

B) las masas de O contenidas en un mol de distintos compuestos oxigenados

deben ser distintas.

C) si se descomponen 10 g de distintos compuestos formados por H y C, se

obtendrá la misma masa de uno de los elementos.

D) si se descomponen tres compuestos formados por N y O hasta obtener 0,5 g

de O, las masas de N obtenidas deben ser iguales.

E) si se analizan tres muestras de 5 g del mismo compuesto, deben contener la

misma masa de cada elemento constituyente.

Pregunta HPC

Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del

desarrollo de alguna teoría o concepto.

Debido a que los átomos tienen masas tan pequeñas, es conveniente

tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos.

Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades

elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos

hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

Mol

2. Concepto de mol

Al igual que una docena de naranjas

contiene 12 naranjas, 1 mol de átomos

de hidrógeno contiene 6,022 x 1023

átomos de H.

Un mol de distintas sustancias.

El número real de átomos en 12 g de carbono-12 se determinó

experimentalmente. Este número se denomina número de Avogadro (NA).

1 Mol NA= 6,022 x 1023 átomos, moléculas o iones.

2. Concepto de mol

Volumen molar

Condiciones normales de presión y temperatura (CNPT)

Masa atómica es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica.

Una unidad de masa atómica (uma) se define como una masa

exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.

La masa atómica de un elemento también se conoce como peso atómico.

1H = 1,008 uma

16O = 16,00 uma

1 uma = 1,661 x 10-24 g

1 g = 6,022 x 1023 uma


3.1 Masa atómica

Se define como la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades

(átomos o moléculas) de una sustancia.

Por ejemplo:

Masa atómica Masa molar

Carbono (C) 12 uma 12 g/mol

Sodio (Na) 23 uma 23 g/mol

Fósforo (P) 31 uma 31 g/mol

Si se conoce la masa atómica

de un elemento, también

se conoce su masa molar.


3.2 Masa molar

Algunas veces denominada también peso molecular, es la suma de las

masas atómicas (en uma) en una molécula.

Para cualquier molécula:

masa molecular (uma) = masa molar (g/mol)

1 molécula de SO2 = 64,07 uma

1 mol de SO2 = 64,07 g de SO2 → MM SO2 = 64,07 g/mol


3.3 Masa molecular

Ejercitación

D Comprensión

La masa molar de un elemento químico es X g/mol. Esto significa que

I) un átomo del elemento masa X gramos.

II) un mol de átomos del elemento masa X gramos.

III) 6,02 x 1023 átomos del elemento masan X gramos.

Es (son) correcta(s)

A) solo I. D) solo II y III.

B) solo II. E) I, II y III.

C) solo III.

En el dióxido de azufre hay un átomo de S y dos átomos de O,

por lo que

Masa molecular de SO2 = 32,1 uma + 2 (16,0 uma) = 64,1 uma

Masa molar = 64,1 g/mol

SO2

Ejemplo:

Determinar la masa molecular y la masa molar de los compuestos SO2 y

CuSO4 x 5 H2O

Para calcular la masa molecular es necesario contar el número átomos de cada elemento presente en la molécula y buscar su masa atómica en la tabla periódica.

CuSO4 x 5 H2O

Corresponde a una molécula pentahidratada (90 uma) y se debe

sumar la masa molecular de 5 H2O a la masa de CuSO4

Masa molecular de CuSO4= 63,5 + 32,1 + 4 (16,0) = 159,6 uma

Masa molecular de 5H2O = 5 (2 x 1,0 + 16,0) = 5 (18,0) = 90 uma

Masa molecular = 159,6 uma + 90 uma = 249,6 uma

Masa molar = 249,6 g/mol


Ejemplo:

El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos mol de

CH4 hay en 8,0 g de CH4?

CH4 Masa molar = 12,0 g/mol + 4 (1,0 g/mol)

= 16 g/mol

Existen dos formas para el cálculo del número de mol:

2) Utilizando la siguiente fórmula:

mn =

MM

1)

= 0,5 molg

mol

8,0 gn =

16,0



Composición porcentual de un

elemento en un compuesto:

n es el número de mol del elemento en un mol del compuesto.

% C

x (12,01) g x 100% = 52,14%

46,07 g

% H

x (1,008) g x 100% = 13,13%

46,07 g

% O

x (16,00) g x 100% = 34,73%

46,07 g

2

6

1

52,14% + 13,13% + 34,73% = 100%

Ejemplo:

El ácido fosfórico (H3PO4) es un líquido incoloro que se utiliza en detergentes

y bebidas gaseosas. Calcular la composición porcentual en masa de H, P y O

en este compuesto.

Se debe tomar la masa molar del acido fosfórico como el 100% y así calcular el

porcentaje en masa de cada uno de los elementos en el H3PO4

3 4

3 4

3 4

98,0 g H PO 100 %%H = 3,1 %

3,0 g H X %

98,0 g H PO 100 %%P = 31,6 %

31,0 g P X %

98,0 g H PO 100 %%O = 65,3 %

4(16,0 g) O X %



Representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico.

Indica el número de átomos presentes en la molécula.

Muestra todos los átomos que forman una molécula covalente, y los enlaces entre los átomos de carbono (en compuestos orgánicos) o de otros tipos de átomos.

http://www.google.cl/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&docid=v1FtCYQ2sSnmRM&tbnid=KD3nd5a_Ck5SuM:&ved=0CAUQjRw&url=http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmica&ei=2t-RU8iBM-jKsASJ1oHoBw&bvm=bv.68445247,d.cWc&psig=AFQjCNGrT2kcTqacxSNmd0GtgjxM2PcmtA&ust=1402155336142499

Un hidrocarburo, de peso molecular 42 g/mol, contiene un 85,7% de carbono.

¿Cuál es su formula empírica y molecular?

1. En primer lugar asumimos que disponemos de 100 g de hidrocarburo, por lo

tanto, disponemos de 85,7 g de carbono. Los restantes 14,3 g son de hidrógeno.

2. A continuación se calcula el número de mol de cada elemento

C

m 85,7 gn = n = = 7,14 mol

gM.M. 12 mol

H

m 14,3 gn = n = = 14,3 mol

gM.M. 1 mol


Ejemplo:

3. Luego se dividen los mol de carbono e hidrógeno por el menor valor de mol obtenido.

4. Se calcula la masa molar de la fórmula empírica.

C

7,14 mol = 1

7,14 mol

H

14,3 mol= 2

7,14 mol

Fórmula empírica = CH2

g gC = 1C × 12 = 12

mol mol

g g2 × H = 2H × 1 = 2

mol mol

Total = 14 g/mol


5. Se calcula la relación entre masa molar empírica y masa molar dada.

6. Se multiplica la fórmula empírica por el factor.

Factor = MM dada / MM Fórmula empírica = 42/14 = 3

Fórmula molecular

C3H6


Fórmula empírica

CH2

x 3


Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de Prueba de Ciencias 2015.

Dadas las siguientes ecuaciones:

C (s) + ½ O2 (g) → CO (g)

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Es correcto afirmar que estas se relacionan con la ley de

A) las proporciones definidas.

B) las proporciones múltiples.

C) la composición constante.

D) las proporciones reciprocas.

E) los volúmenes de combinación.

B Reconocimiento

Síntesis

Unidades

Volumen Cantidad Masa

Gramos Mol Litros

entidades elementales

mol

236,022 10

átomos

moléculas

iones

Unidades de

masa atómica

Estequiometría II:

Equilibrio de ecuaciones y cálculos estequiométricos

Unidades

Volumen Cantidad

gramos litros

entidades elementales

mol

236,022 10

átomos

moléculas

iones

Resumen

Masa

mol


• Reconocer los términos de una ecuación química.

• Equilibrar ecuaciones químicas.

• Realizar cálculos estequiométricos • Determinar reactivo límite en una ecuación química.


La siguiente ecuación no balanceada representa la formación del ácido nítrico:

N2O5 + H2O → HNO3

¿Qué cantidad de N2O5 y H2O se debe emplear para obtener 4 mol de HNO3?

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.

Cantidad de N2O5 (mol)

Cantidad de H2O (mol)

A) 1 3

B) 2 2

C) 3 1

D) 4 2

E) 4 4

1. Reacción y ecuación química

2. Balance de ecuaciones químicas 3. Relaciones estequiométricas 4. Reactivo limitante

Una reacción química corresponde a un proceso en el que una o más sustancias químicas se transforman en una o más sustancias nuevas.

Una ecuación química usa los símbolos químicos para representar lo que ocurre durante la reacción.


Por ejemplo, la reacción entre el H2 y el O2 para formar H2O se puede representar de tres formas:

Productos Reactantes


22Mg + O 2 MgO

Existen tres posibilidades:

1) 2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 producen 2 moléculas de MgO

2) 2 moles de Mg + 1 mol de O2 producen 2 moles de MgO

3) 48.6 gramos de Mg + 32.0 gramos de O2 producen 80.6 g de MgO

No se puede leer de esta forma:

2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 producen 2 g de MgO

1.1 ¿Cómo leer una ecuación química?

1. Reacción y ecuación químicas

2 2 3N + 3H 2 NH

Coeficiente atómico

Coeficiente estequiométrico

• Indica el número de átomos del elemento

• Número entero

• Invariable para la molécula

• Indica el número de moléculas

• Número entero o fracción

• Varía de acuerdo a la cantidad de sustancia involucrada

1.1 ¿Cómo leer una ecuación química?

2. Balance de ecuaciones químicas

1. Escribir la formula correctamente, con los reactantes a la izquierda de la ecuación y los productos a la derecha.

2 6 2 2 2C H + O CO + H O

Ejemplo: El etano reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua

2. Cambiar los números que anteceden las formulas (coeficientes estequiométricos) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación. No cambiar los subíndices (coeficientes atómicos).

2.1 Pasos para balancear una ecuación química


3. Comenzar balanceando el elemento que aparece en solo uno de los reactivos y los productos.

2 6 2 2 2C H + O CO + H O2 carbonos

a la izquierda 1 carbono

a la derecha Multiplicar CO2 por 2

6 hidrógenos a la izquierda

2 hidrógenos a la derecha

Multiplicar H2O por 3

2 6 2 2 2C H + O 2 CO + 3H O


2 6 2 2 2C H + O CO +2 H O


4. Verificar que haya la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

2 oxígenos a la izquierda

7 oxígenos a la derecha

Multiplicar O2 por 7/2

5. Multiplicar todos los reactantes y productos por el mismo factor para eliminar los coeficientes fraccionarios.

2 6 2 2 22C H + O CO + O4 6H7 Multiplicando todo por 2:

2 6 2 2 2C H + O 2 CO + 3H O

2 6 2 2 2C H + O CO +2

O2 3H7



6. Verificar que haya la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación.

4 C (2 x 2) 14 O (7 x 2) 12 H (2 x 6)

4 C 14 O (4 x 2 +

6) 12 H (6 x 2)

2 6 2 2 22C H + O CO + O4 6H7

Reactantes Productos

4 C 4 C

12 H 12 H

14 O 14 O


3. Relaciones estequiométricas

1. Escribir la ecuación química, balanceada correctamente. 2. Convertir las cantidades de las sustancias conocidas en moles. 3. Usar los coeficientes de la ecuación química balanceada para calcular el número de moles de la cantidad buscada. 4. Convertir los moles de la cantidad buscada en la unidad

requerida.

3.1 ¿Cómo resolver un ejercicio que involucre una ecuación química?

Ejemplo

El metanol (utilizado como anticongelante) se combustiona en el aire, de

acuerdo a la siguiente ecuación química

3 2 2 22 CH OH + 3O 2 CO + 4 H O

Si 320 g de metanol son usados en la combustión, ¿cuál fue la masa de

CO2 y H2O producida?

3 2 2 22 CH OH + 3O 2 CO + 4 H ODos formas:

1. lineal

2. Utilizando la fórmula 320

n= = 10 moles32

3 2 23 2

3 3 2

1 mol CH OH 4 mol H O 18.0 g H O320 g CH OH x x x = 360 g H O

32.0 g CH OH 2 mol CH OH 1 mol H O

mn=

MMSe tiene:

3 2

3 2

2

2 moles de CH OH 2 moles de CO

10 moles de CH OH X moles de CO

X = 10 moles CO

3 2

3 2

2

10 moles de CH OH X moles de H O

2 moles de CH OH 4 moles de H O

X= 20 moles H O

2masa = mol x M.M = 20 moles x 18 g/mol = 360 gramos H O

Ejemplo

4. Reactivo limitante

El reactivo que se consume primero en una reacción recibe el nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se puede formar depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar mas producto.

Los reactivos en exceso son los reactivos que se encuentran presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Si en un salón de baile hay 12 hombres y 9 mujeres, únicamente se podrán completar 9 parejas mujer/hombre. 3 hombres se quedaran

sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de hombres que podrán bailar y hay un exceso de hombres.

¿Cuál es el reactivo

limitante?

¿A o B?

En una reacción, 135 g de Al reaccionan con 640 g de Fe2O3

2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe

Calcule los gramos de Al2O3 formado e identifique el reactivo limitante.

Transformamos los gramos de ambos compuestos a moles:

135 gn= = 5 moles de Al

27 g/mol2 3

640 gn= = 4 moles de Fe O

160 g/mol

Ejemplo

Teniendo la siguiente relación estequiometrica,

Se observa que la totalidad de moles de Al (5 moles) reaccionan completamente con 2.5 moles de Fe2O3, por lo que el reactivo limitante es el Al, ya que sobran 1.5 moles de Fe2O3 (inicialmente se tenían 4 moles de Fe2O3).

Por lo tanto, es el reactivo limitante el que se utiliza para calcular la cantidad de producto obtenido a partir de las relaciones estequiométricas:

Ejemplo

2 3

2 3

2 3

2 mol de Al 1 mol de Fe O

5 moles de Al X mol de Fe O

X = 2.5 moles de Fe O

2 3

2 3

2 3

2 mol de Al 1 mol de Al O

5 moles de Al X mol de Al O

X = 2.5 moles de Al O

2 3

m= n x m= 2.5 moles x 102 g/mol

m= 255 gramos Al O

Relaciones

Tabla de ayuda

Cuando tengas que realizar cálculos estequiométricos en una ecuación química, te puede ser útil realizar una tabla como ésta:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O *

n (moles) 4 moles 5 moles 4 moles 6 moles

MM (g/mol) 17 g/mol

32 g/mol 30 g/mol 18 g/mol

m (g) 68 g 160 g 120 g 108 g

Total masa 228 g 228 g

* Al enfrentarnos con una ecuación , siempre debemos comprobar que esté balanceada.

mn=

MM


B Aplicación

La siguiente ecuación no balanceada representa la formación del ácido nítrico:

N2O5 + H2O → HNO3 ¿Qué cantidad de N2O5 y H2O se debe emplear para obtener 4 mol de HNO3?

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.

Cantidad de N2O5 (mol)

Cantidad de H2O (mol)

A) 1 3

B) 2 2

C) 3 1

D) 4 2

E) 4 4

Estequiometría III:

Reactivo limitante y rendimiento de una reacción

Resumen de la clase anterior

Relaciones

estequiométricas

Permiten predecir

cantidades

producidas en la

reacción.

Establecen relación

entre distintas

unidades.

Requieren

ecuaciones

balanceadas.


Determinar el reactivo limitante en una ecuación química.

Diferenciar entre el rendimiento teórico y real de una reacción química.


2. Rendimiento de una reacción


Si en un salón de baile hay 12 hombres y 9 mujeres, únicamente

se podrán completar 9 parejas mujer/hombre. 3 hombres se quedarán

sin pareja. Así, el número de mujeres limita el número de parejas que

se podrán formar y hay un exceso de hombres.

¿Cuál es el reactivo

limitante?

Reactivo limitante Reactivo que se consume primero en una reacción. Cuando este se consume, no se puede formar más producto.

Reactivos en exceso Reactivos que se encuentran presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

En una reacción, 135 g de aluminio (Al) reaccionan con 640 g de óxido férrico

(Fe2O3)

2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe

Calcule los gramos de Al2O3 formado e identifique el reactivo limitante.

Transformamos los gramos de ambos compuestos a mol:

135 gn= = 5 mol de Al

27 g/mol2 3

640 gn= = 4 mol de Fe O

160 g/mol


Ejemplo

Teniendo la siguiente relación estequiométrica,

Todos los mol de Al (5 mol) reaccionan con 2,5 mol de Fe2O3, por lo que el reactivo

limitante es el aluminio (Al).

2 3

2 3

2 3

2 mol de Al 1 mol de Fe O

5 mol de Al X mol de Fe O

X = 2,5 mol de Fe O

2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe 5 mol + 2,5 mol → x mol +

y mol

Reactivo limitante

Reactivo en exceso

Sobran 1,5 mol


Ejemplo

El oxígeno (O2) y el nitrógeno (N2) reaccionan según la siguiente ecuación no balanceada:

O2 + N2 N2O5

Si se dispone de volúmenes iguales de ambos gases, es correcto afirmar que I) el O2 es el reactivo en exceso. II) el N2 es el reactivo limitante. III) el O2 determina la cantidad de producto formado.

A) Solo I D) Solo I y II B) Solo II E) I, II y III C) Solo III

Ejercitación

C ASE

Relaciones

Tabla de ayuda

Cuando tengas que realizar cálculos estequiométricos en una ecuación

química, te puede ser útil realizar una tabla como esta:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O *

n (mol) 4 5 4 6

MM (g/mol) 17 32 30 18

m (g) 68 160 120 108

Masa total (g)

228 228

mn=

MM

Al enfrentarnos a una

ecuación química,

siempre debemos

corroborar que esté

balanceada

Un ingeniero quiere determinar la proporción más adecuada de dos reactivos que se usan en

un proceso industrial, con el objetivo de minimizar las pérdidas. Para ello, pone 100 g de la

sustancia 1 en 10 matraces y determina la masa de cada matraz con reactivo. A continuación,

vierte distintas masas de la sustancia 2 en cada matraz, lo que produce una reacción con

liberación de un gas. Una vez que se completa la reacción en cada matraz, vuelve a masarlos

y determina por diferencia cuánto gas se desprendió.

De acuerdo al experimento descrito, ¿cuál sería una conclusión apropiada?

A) Los reactivos deben combinarse en una proporción 1:4 en masa.

B) La masa de los productos debe ser igual a la masa de los reactantes.

C) Para obtener mayor masa de producto se debe utilizar mayor masa de reactantes.

D) Al aumentar la masa de la sustancia 2, aumentará el gas producido, hasta cierto límite.

E) Las pérdidas de reactivos pueden minimizarse mediante una manipulación cuidadosa de

los mismos.

Pregunta HPC

A ASE

Habilidad de Pensamiento Científico: Identificación de

teorías y marcos conceptuales, problemas, hipótesis,

procedimientos experimentales, inferencias y conclusiones,

en investigaciones científicas clásicas o contemporáneas

Ejercitación

C ASE

La siguiente figura representa una reacción no balanceada de formación del

amoníaco (NH3):

Con relación a la figura, es correcto afirmar que

A) se cumple la ley de conservación de la masa.

B) H2 es el reactivo en exceso.

C) H2 es el reactivo limitante.

D) N2 se consume completamente.

E) H2 no se consume completamente.


Rendimiento teórico

Cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción.

Rendimiento de la reacción

Siempre se cumplirá la siguiente desigualdad:

Rendimiento de la reacción ≤ rendimiento teórico

Cantidad de producto realmente formado.

2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O

La reacción de H2S con SO2 ocurre según la siguiente ecuación:

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede

obtenerse a partir de 6,8 g de H2S.

2 mol de H2S → 3 mol de S

0,2 mol de H2S → X mol de S

X= 0,3 mol de S

m = 0,3 mol x 32 g/mol = 9,6 g de S


Ejemplo

Si a partir de 6,8 g H2S y suficiente SO2 se producen 8,2 g de S, ¿cual es el rendimiento?

A partir de 2 mol de H2S se producen 3

mol de S

2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la cantidad que teóricamente debió

obtenerse y se multiplica por 100.

Es posible que no todos los reactantes reaccionen.

Es posible que haya reacciones laterales que no lleven

al producto deseado.

La recuperación del 100% de la muestra es

prácticamente imposible.


Ejemplo

¿Por qué razón las reacciones químicas no tienen un 100% de rendimiento?

Ejercitación

A Aplicación

El ácido bromhídrico (HBr) y el ácido sulfúrico (H2SO4) reaccionan según la

ecuación

H2SO4 + 2 HBr → SO2 + Br2 + 2 H2O

Considerando que la reacción tiene un rendimiento del 90%, ¿cuántos mol de

Br2 se obtendrán a partir de 6 mol de HBr?

A) 2,7 mol

B) 3,0 mol

C) 5,4 mol

D) 6,0 mol

E) 10,8 mol


B Aplicación

Estequiometría I

Documents

Transcript of Estequiometría I