Estequiometría

Universidad de La Frontera

Fac. Ing. Cs. y Adm.

Dpto. Cs. Químicas

Prof. Josefina Canales

• 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

El Mol

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

Por definición:1 átomo 12C “pesa” 12 uma

En esta escala

1H = 1.008 uma

16O = 16.00 uma

Masa atómica

Es la masa de un átomo en unidades de masaatómica (uma).

El mundo microscópico: los átomos y las moléculas.

El mundo macroscópico: los gramos.

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

CaCO3

100.09 gOxígeno

32.00 gCobre

63.55 gAgua18.02 g

Un mol de algunas sustancias conocidas

Información contenida en la fórmula química de la glucosa C 6H12O6 ( M = 180.16 g/mol)

Carbono (C) Hidrógeno (H) Oxígeno (O)

Átomos/moléculade compuesto

Moles de átomos/moles de compuesto

Átomos/mol decompuesto

Masa/moléculade compuesto

Masa/mol de compuesto

6 átomos 12 átomos 6 átomos

6 moles de 12 moles de 6 moles deátomos 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

Relaciones masa - mol de un compuesto

Masa (g) delElemento

Cantidad (mol)del elemento

Átomosdel elemento

Masa (g)del compuesto

Cantidad (mol)del compuesto

Moléculas (o unidades fórmula)

del compuesto)

Cantidad (mol)de elementos en el compuesto

Para un elemento Para un compuesto

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 W183.9 g W

6.022 x 1023 átomos 1 mol de W

Cálculo de moles y número de unidades fórmula en la masa dada de un compuesto

Problema: El Fosfato Trisodico 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 fórmula1 mol Na3PO4

= 1.46 x 1023 unidades fórmula

Diagrama de flujo para el cálculo del porcentaje de masa

Moles de X en unmol de compuesto

% masa de X

fracción masa de X

Masa (g) de X en unmol de compuesto

Se multiplica por M(g / mol) de X

Se divide entre la masa (g) de un mol de compuesto

Se multiplica por 100

Cálculo del porcentaje de masa y masa deelementos 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/molmasa de H = 22 x 1.008 g H/mol = 22.176 g H/molmasa de O = 11 x 16.00 g O/mol = 176.00 g O/mol

342.296 g/molDeterminación de la fracción masa de C en la sucrosa y % C :

Total masa de C 144.12 g Cmasa de 1 mol de sucrosa 342.30 g del compuesto

= 0.421046para encontrar % de masa de C = 0.421046x100% =42.105%

fracción masa de C = =

(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 Hmasa de 1 mol de sucrosa 342.30 g

mol O x M de O 11 x 16.00 g Omasa de 1 mol de sucrosa 342.30 g

0.421046 g C1 g sucrosa

Cálculo del porcentaje de masa y masa deelementos en la muestra de un compuesto

• 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

%N = x 100% = 35.00%28.02g N2

80.05g

%H = x 100% = 5.037%4.032g H2

80.05g

%O = x 100% = 59.96%48.00g O2

80.05g99.997%

Masa molar y composición % de NH 4NO3

Masa molar del ácido sulfúrico = 2(1.008g) + 1(32.07g) + 4(16.00g) = 98.09 g/mol

%H = x 100% = 2.06% H2(1.008g H2)98.09g

%S = x 100% = 32.69% S1(32.07g S)98.09g

%O = x 100% = 65.25% O4(16.00g O)98.09 g

Revision = 100.00%

Cálculo de la composición porcentual del ácido sulfúrico H 2SO4

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.

Pasos para determinar fórmulas empíricas

Masa (g) de cada elemento

Cantidad (moles) de cada elemento

Fórmula preliminar

Fórmula empírica

Dividir entre M (g/mol )

Usar el no. de moles como subíndices

Cambiar a subínices enteros

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

Determinación de fórmulas empíricasa partir de las masas de los elementos

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 Na22.99 g Na1 mol Cr52.00 g Cr1 mol O16.00 g O

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:

Na2CrO 4 Cromato de sodio

Determinación de fórmulas empíricasa partir de las masas de los elementos

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 Cmasa de hidrógeno = 6.719% x 100g/100% = 6.719g Hmasa de oxígeno = 53.27% x 100g/100% = 53.27 g O

99.989 g del compuesto

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 O3.33

Conversión a subíndices enteros, dividir todos entre el más pequeño:

C3.33/3.33 H 6.667 / 3.33 O3.33 / 3.33= CH2O

1 mol C12.01 g C1 mol H1.008 g H1 mol O16.00 g O

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

Múltiplos enteros = =

= = 6.00 = 6

M de la GlucosaM de la fórmula empírica

180.1630.03

Por lo tanto la fórmula molecular es:

C1 x 6 H 2 x 6 O1 x 6 = C6H12O6

Determinación de la fórmula molecular a partir de la composición elemental y la masa molar

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

• 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

Adrenalina

Corriente de O2

Muestra del compuesto conteniendo C, H y otros elementos

Horno

Absorbente de CO2 Absorbente de H2O Otras sustancias no absorbidas

Aparato de combustión para la determinación de la composición química de compuestos

orgánicos

CnHm + (n+ ) O2 = n CO(g) + H2O(g)m2

m2

• 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

El ácido Ascórbico ( Vitamina C ) Contiene C , H , y O

• 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

Combustión de la Vitamina C

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 ehidrógeno 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

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 compuestox fracción masa del elemento

mol C x M de Cmasa de 1 mol CO2

1 mol Cx 12.01 g C/ 1 mol C44.01 g CO2

mol H x M de Hmasa de 1 mol H2O

2 mol Hx 1.008 g H / 1 mol H18.02 g H2O

Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión

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 OCálculo de la masa de cada elemento:

C = 0.2803 g C / 12.01 g C/ mol C = 0.02334 mol CH = 0.04693 g H / 1.008 g H / mol H = 0.04656 mol HO = 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 / fórmula120 g /mol / 30 g / fórmula = 4 unidades de la fórmula / cto.=C4H8O4

0.2729 g C1 g CO20.1119 g H1 g H2O

Determinación de una fórmula química a partir del análisis de combustión

Algunos compuestos con fórmula empíricaCH2O (Composición en masa 40.0% C, 6.71% H, 53.3%O)

Fórmula Mmolecular (g/mol) Nombre Uso o función

CH2O 30.03 Formaldehído Desinfectante; conservadorbiológico

C2H4O2 60.05 Ácido acético Polímeros de acetato; vinagre( 5% solución)

C3H6O3 90.08 Ácido láctico Hace que la leche se agrie; seforma en el músculo duranteel 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

Dos compuestos con f órmula molecular C 2H6O

Propiedad Etanol Éter dimetílico

M (g/mol) 46.07 46.07Color Incoloro IncoloroPunto de fusión - 117oC - 138.5oCPunto de ebullición 78.5oC - 25oCDensidad (a 20oC) 0.789 g/mL 0.00195 g/mLUso Intoxicante en las En refrigeracion

bebidas alcohólicasH H H H

H C C O H H C O C H

H H H H

Tres puntos de vista de la reacci ón química en un flash

electricidad

electricidad

Molesmoles

moléculas

Número de Avogadro

Fórmula molecular

átomos

6.022 x 1023

Ecuaciones químicas

Reactivos Productos

Informacion cualitativa :

Estados de la materia: (s) sólido(l) líquido(g) gaseoso(ac) acuoso

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para formar H2O

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

reactivos productos

Dos moléculas de hidrógeno Una molécula de oxígeno Dos moléculas de agua

Cómo “leer” las ecuaciones químicas

2 Mg + O2 2 MgO

2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 unidades de la fórmula MgO

2 moles Mg + 1 mole O2 produce 2 moles de MgO

48.6 gramos Mg + 32.0 gramos O2 produce 80.6 g de MgO

2 gramos de Mg + 1 gramo de O2 produce

2 g de MgO

NO ES

Ecuaciones balanceadas

1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + H2O (g)

• 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) + 2 O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g)

1 CH4 (g) + O2 (g) 1 CO2 (g) + 2 H2O (g)

Ca2+ (aq) + 2 OH- (ac) Ca(OH)2 (s)+ Na+ + Na+

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 compuestos dejando 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

C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía1 6

C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía

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.

C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía2 12 14

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

C6H14 (l) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) + Energía2 12 1419

Balanceo de ecuaciones químicas

Información contenida en una ecuación balanceada

Vista en Reactivos Productostérminos 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

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

CANTIDAD (moles) del compuesto B

CANTIDAD (moles) del compuesto A

Proporcion molar de la ecuación balanceada

Número de Avogadro(moléculas/mol)

Número de Avogadro(moléculas/mol)

MOLÉCULAS(o unidades fórmula)

del compuesto A

MOLÉCULAS(o unidades fórmula)

del compuesto B

Reactivos Productosmoléculas

Moles

masaPeso Molecular g/mol

átomos (moléculas)

6.02 x 1023

Cálculo de ecuación química

Número de Avogadro

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?

Al 2S3 (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 Al2S365.80 g Al2S3

150.17 g Al2S3/ mol Al2S3

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 = 0.9528 moles Al(OH)3

masa molar de Al(OH)3 = 78.00 g / molmasa Al(OH)3 = 0.9528 moles Al(OH)3 x =

= 74.32 g Al(OH)3

6 moles H2O1 mol Al2S3

3 moles H2S1 mol Al2S3

34.09 g H2S1 mol H2S

2 moles Al(OH)31 mol Al2S3

78.00 g Al(OH)31 mol Al(OH)3

Cálculo de reactivos y productos en una reacción química

Problemas con reactivo limitante

a A + b B + c C d D + e E + f F

Pasos para resorverlos1) 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....).

Problema: Una mezcla de combustible usada en los albores del lanzamiento de cohetes se compone de dos líquidos, hidrazina (N2H4) y tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), que se encienden al contacto para formar nitrógeno gaseoso y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de nitrógeno gaseoso se forman cuando se mezclan 1.00 x 102 g de N2H4 y 2.00 x 102 g de N2O4?Plan: Primero escriba la ecuación balanceada.El hecho de que se den las cantidades de los dos reactivos indica que éste es un problema con reactivo limitante.Calcule las moles de cada reactivo, después divida entre el coeficiente de la ecuación para encontrar cuál es el limitante y usarlo para calcular los moles de nitrógeno gaseoso, después calcule la masa usando el peso molecular del nitrógeno gaseoso.Solucion:

2 N2H4 (l) + N2O4 (l) 3 N2 (g) + 4 H2O (g) + Energía

Problema con reactivo limitante

Moles N2H4 = = 3.12 moles N2H4

Moles N2O4 = = 2.17 moles N2O4

Dividiendo entre los coeficientes 3.12 mol / 2 = 1.56 mol N2H4

2.17 mol / 1 = 2.17 mol N2O4

Nitrógeno producido = 3.12 mol N2H4 = = 4.68 moles N2

Masa de Nitrógeno = 4.68 moles N2 x 28.02 g N2 / mol = 131 g N2

Masa molar N2H4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 1.008 ) = 32.05 g/molMasa molar N2O4 = ( 2 x 14.01 + 4 x 16.00 ) = 92.02 g/mol

1.00 x 102 g 32.05 g/mol

2.00 x 102 g92.02 g/mol

Limitante

3 mol N2

2 mol N2H4

Problema con reactivo limitante

• 2Al(s) + 6HCl(g) 2AlCl3(s) + 3H2(g)

• Dados 30.0g Al y 20.0g HCl, ¿Cuántos moles de cloruro de aluminio se formarán?

• 30.0g Al / 26.98g Al/mol Al = 1.11 mol Al• 1.11 mol Al / 2 = 0.555

• 20.0g HCl / 36.5g HCl/mol HCl = 0.548 mol HCl• 0.548 mol HCl / 6 = 0.0913• HCl es más pequeño por lo que es el reactivo limitante

Reactivo limitante ácido-metal

• Dado que 6 moles de HCl producen 2 moles de AlCl3

• 0.548 moles de HCl producirán:

• 0.548 mol HCl / 6 mol HCl x 2 moles de

AlCl 3 = 0.183 mol de AlCl3

Reactivo limitante ácido-metal

• ¿Qué masa de NO podría formase mediante la reacción de 30.0g de amonio gaseoso y 40.0g de oxígeno gaseoso?

• 4NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO(g) + 6 H2O(g)

• 30.0g NH3 / 17.0g NH3/mol NH3 = 1.76 mol NH3

1.76 mol NH3 / 4 = 0.44 mol NH3• 40.0g O2 / 32.0g O2 /mol O2 = 1.25 mol O2

1.25 mol O2 / 5 = 0.25 mol O2• Por tanto, el oxígeno es el reactivo limitante

• 1.25 mol O2 x = 1.00 mol NO

• Masa NO = 1.00 mol NO x = 30.0 g NO

4 mol NO5 mol O2

30.0 g NO1 mol NO

Problema con reactivo limitante del proceso de Ostwald

Problema rendimiento porcentual / reactivo limitant e

Problema: El amoniaco se produce mediante el proceso de Haber con gas hidrógeno y nitrógeno. Si 85.90g de nitrógeno reaccionan con 21.66 g de hidrógeno y la reacción rinde 98.67 g de amoniaco, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Plan: Puesto que se tienen las masas de ambos reactivos, se trata de un problema de reactivo limitante. Primero se determina cuál es el reativolimitante, después se calcula el rendimiento teórico y finalmente el rendimiento porcentual.Solución:Moles de nitrógeno e hidrógeno:

moles N2 = = 3.066 molN2

85.90 g N2

28.02 g N2

1 mol N2

moles H2 = = 10.74 mol H221.66 g H2

2.016 g H2

1 mol H2

Se dividen por el coeficiente para obtener el limitante:3.066 g N2

110.74 g H2

3

= 3.066

= 3.582

Rendimiento porcentual /Reactivo limitante

Solución (cont.) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Se tienen 3.066 moles de nitrógeno, y es limitante, por tanto el rendimiento teórico de amoniaco es:

3.066 mol N2 x = 6.132 mol NH3

(Rendimiento teórico)

6.132 mol NH3 x = 104.427 g NH3

(Rendimiento teórico)

2 mol NH3

1 mol N2

17.03 g NH3

1 mol NH3

Rendimiento porcentual = x 100%

Rendimientoporcentual = x 100% = 94.49 %

rendimiento realrendimiento teórico

98.67 g NH3104.427 g NH3

Cálculo de la ecuación química

Reactivos Productosmoléculas

Moles

masaPeso molecular g/mol

átomos (moléculas)

Número deAvogadro

6.02 x 1023

Soluciones

Molaridadmoles / litro

Cálculo de la masa de un soluto de un volumen dado de solución

Volumen (L) de la solución

Moles de soluto

Masa (g) de soluto

Molaridad M = (soluto mol / litros de solución) = M/L

Masa molar (M) = ( masa / mol) = g/mol

Edición Osvaldo Muñoz – Tecnología Médica

FIN