química tema 9
estequiometría SnIi2Q9
DESARROLLO DEL TEMA I. Definición
La palabra "estequiometría", se deriva del griego stoicheion, que significa "primer principio o elemento", que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción). Las leyes Estequiométricas tienen su importancia porque radica en que podemos predecir la masa de los productos formados en una reacción química conociendo la cantidad de sustancias de los reactantes.
II. leyes ponderales (gravimétricas)
Nota: Según la Ley de conservación de masas, la suma de masas reactantes es igual a los productos.
B. Ley de las proporciones definidas o composición constante Fue enunciado por el químico francés Joseph L Proust en 1799 "cuando dos o más elementos se combinan para formar un
A. Ley de conservación de las masas o materia
Fue planteado por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789 "En toda reacción química, las masas de las sustancias reactantes es siempre igual a la suma de las masas de los productos" afirmando la ley de conservación de la materia, donde esta no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
determinado compuesto,
Ejemplo 1:
Ejemplo:
CaCO3
Calor
CaO
CO2
56 g
44 g
lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable", cualquier exceso quedará sin reaccionar.
2 SO2 100 g 100 g
O2
2 SO3
100 g
Ejemplo 2:
N2
3 H2
28 g
6g 34 g
3 NH2 2 (17 g) 34 g
san marcos REGULAR 2014 – Ii
11
química
Tema 9
estequiometría
III. leyes volumétricas
C. Ley de las proporciones múltiples
A. Ley de los volúmenes de combinación
Esta ley fue enunciada por el químico inglés John Dalton en 1804, considerado como el Padre de la Teoría Atómica Moderna. "Si dos elementos forman compuestos diferentes, las masas de un elemento que se combina con la masa fija de otro elemento se encuentran en relaciones de números enteros sencillos".
Fue dada a conocer por el científico francés Joseph GayLussac en 1808 como producto de sus investigaciones sobre la compresión y expansión de los gases y la reacción entre ellos. "A temperatura y presión constante, los volúmenes de los gases que reaccionan están en la misma proporción que sus coeficientes estequiométricas". Las proporciones pueden ser molares y volumétricas.
Ejemplo:
Ejemplo:
2 C + O2
c + o
2 CO
0,75 g 1,00 g
c
o
o
H2 + Cl2
1,75 g
C + O2
c + o
CO
0,75 g 2,00 g
1 mol 1 mol 1V 1V o
o
c
o
2,75 g
Se observa que la relación de pesos de oxígeno que reaccionan con un peso fijo de carbono (0,75 g) es
H H
Cl
+ Cl
H H
Cl Cl
H H
2 moles 2V
O sea: (5 L) (5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5 Ejemplo: "A condiciones normales (CN), los volúmenes molares equivalen a 22,4 L.
N2 + 3 H2
1 1,00 g = 2 2,00 g
2 HCl
N + N
2 NH3
H H
H
H
H
H H H H
N
H
N
H
H
D. Ley de las proporciones recíprocas (o pesos
de combinación)
1 mol 3 moles 2 moles A: C.N. 1(22,4 L) 3(22,4 L) 2(22,4 L)
B. Contracción volumétrica (C.V.)
Fue planteado por J.B. Richter y C.F. Wenzel en 1792:
Es una proporción que se tendrá de la disminución del volumen en una reacción gaseosa respecto al volumen de los reactantes:
"Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que ellos se combinarán entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas)".
C.V. =
VR = Suma de los coeficientes gaseosos de los reactantes. Vp = Suma de los coeficientes gaseosos de los productos.
Ejemplo:
H2 + Cl2
2 HCl
H H
H
Cl
+ Cl
H
2 g 71 g 2 Na + Cl2
2 NaCl
Na Na
+
Cl Cl
H
Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g)
H
C.V. =
Na Cl
Cl Cl
Na Cl
H
2g
Tema 9
46 g
(1 + 3) – 2 = 1 2 (1 + 3)
(el volumen se contrae en un 50%)
46 g 71 g H2 + 2 Na
VR – VP VR
2 NaH
H H
+
48 g
química
Na Na
H
Na
Na
H
Ojo: Si sucede lo contrario el volumen se expande.
H
22
san marcos REGULAR 2014 – Ii
estequiometría
IV. Casos especiales
B. Porcentaje de pureza de una muestra química En toda reacción química, las sustancias que deben reaccionar deben ser 100% puras; por lo tanto, extraeremos las impurezas bajo este criterio:
A. Reactivo limitante (RL), y Reactivo en exceso (RE) RL: Es aquel reactante que se consume totalmente porque interviene en menor proporción estequiométrica (Agota sustancia). RE: Es aquel reactante que se consume parcialmente porque interviene en mayor proporción estequiométrica (sobra sustancia).
Regla particular para determinar el RL y RE. CR = menor valor RL = CT
% Pureza =
C. Rendimiento o eficiencia de la reacción (RR) Es la relación expresada en porcentaje de las cantidades reales (CR) frente a los teóricos (CT) según:
CR = mayor valor CT
RE =
cantidad sust. pura . 100 cantidad muestra
C.T. → 100 % C.R. → RR
Ojo: CT = Cantidad teórica
ó
RR =
CR . 100% CT
V. Relaciones esquiométricas que se cumplen en una reacción química
CR = Cantidad real
Ejemplo:
• mol → mol ó vol → vol (coeficiente estequiométrico) • gmasa → masa (masa atómica (m.A.) ó masa molar (M))
C + O2 → CO2 123 123 12 3
• mol → masa (coeficientes estequiométricas → m.A. ó M
12 g
• Vol(CN) → mol (coef x 22,4 L → coeficiente)
32 g
44 g ... (CT)
• gramos → Vol(CN) (m.A. ó M → coef x 22,4 L) 6g
6g
x
... (CR)
• NA → gramos (Avogadro (6.1023) → m.A. ó M) • Vol(CN) → NA (coef x 22,4 L → Avogadro (6.1023))
6 = 0,19 32 144424443
6 = 0,5 12 144424443 Mayor valor (RE)
Ojo: Si nos piden moléculas (NA) y si piden átomos (NA x subíndice)
Menor valor (RL)
11
(6) (44) ∴x= (32)
= 8,25 g
Nota:
CO2
Reglas para resolver un problema por Estequiometrías.
8
• La ecuación debe estar completamente y balanceada.
Ojo: También se cumple con la relación molar y volumétrica.
san marcos REGULAR 2014 – Ii
33
•
Aplicar la relación estequiométrica.
•
Resolver por regla de 3 simple directo.
•
Comprobar el rendimiento de la reacción.
química
Tema 9
estequiometría
PROBLEMAS RESUELTOS Problema 1
Problema 2
¿Cuántos gramos de agua se formarán al hacer reaccionar 10 g de H2 con 500 g de O2?
¿Cuántos gramos de carbón vegetal con 90% de carbono se requieren para obtener 280 g de hierro?
Datos: Pesos atómicos: O = 16, H = 1
Datos: PA: Fe = 56; C = 12; O = 16
A) 45 D) 270
A) 50 g D) 55 g
B) 90 E) 135
C) 180
÷
unmsm 2007
Nivel fácil
Nivel intermedio
Resolución: + ÷
10 g 2,5
Reactivo limitante
C) 40 g
unmsm 2008
Resolución: 2H2 4
B) 60 g E) 45 g
O2 22
→
5000 15,625
2H2O 36 xg
3 × 12
4 × 56
xg
280 g
unmsm 2007 Nivel intermedio
x = 45 g de "C"
Reactivo en exceso
x=
2Fe2O3(S) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)
10 × 36 g 4
x = 90 g
Problema 3 El compuesto (CH3)2 NNH2 se usa como un combustible para propulsar naves espaciales. Tal compuesto reacciona con N2O4, de acuerdo con la reacción: 2(CH3)2NNH2+4N2O2 →4CO2+6N2+8H2O Calcule la masa en gramos de N2O4 que se requiere para hacer reaccionar 120 g de (CH3)2NNH2. Datos: Pesos moleculares (CH3)2NNH2 = 60 g/mol; N2O4=92 g/mol A) 368 g B) 230 g C) 240 g D) 123 g E) 417 g
Resolución: 2(CH3)2NNH2+4N2O2 → 4CO2+6N2+8H2O
90 % → 45 g 100 % → y
2 × 60
4 × 92
120g
xg
y = 50 g de carbon vegetal
x = 368 g
Respuesta: 50 g
Respuesta: 90
Respuesta: 368 g
PROBLEMAS DE CLASE 3. En el proceso:
ejercitación
H2S + Mn(OH)3 → Mn2S3 + H2O 1. En el proceso:
H2S + Mn(OH)3 → Mn2S3 + H2O
Hallar los gramos de sulfuro mangánico Mn2S3 (M = 206) que se puede obtener con 68 gramos de ácido sulfhídrico H2S (M = 34).
a) 515
b) 360
a) 137,3 b) 136
d) 285
e) 745
d) 285
c) 88,4
Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O Los gramos de hidróxido férrico Fe(OH)3 (M = 107) necesarios para producir 600 gramos de sulfato férrico Fe2(SO4)3 (M = 400), son: a) 321
b) 624
d) 213
e) 567
Tema 9
c) 195
e) 745,6
2. En el proceso:
Hallar los gramos de sulfuro mangánico Mn2S3 (M = 206) que se puede preparar con 530 gramos de hidróxido mangánico Mn(OH)3 (M = 106)
4. ¿Qué peso de CaO se obtiene a partir del calentamiento de 120 g de CaCO3, si el rendimiento de la
c) 123
química
5. Se someten a combustión 20 g de propano. ¿Cuántos gramos de CO2 se producirán si el rendimiento de la combustión es 90%? C3H8 + O2 → CO2 + H2O a) 60 g
b) 54 g
d) 44 g
e) 20 g
profundización 6. ¿Cuántos litros de oxígeno se emplean para formar 12 litros de SO3 gas?
En: SO2 + O2 → SO3
reacción es del 60%?
a) 3 L
b) 6 L
PA (Ca = 40; C = 12; O = 16)
d) 12 L
e) 18 L
CaCO3 → CaO + CO2 a) 67,2
b) 61,9
d) 49,3
e) 40,3
44
c) 53,7
c) 30 g
c) 9 L
7. Determinar el volumen de NH3 que se forma por la reacción de 12 L de H2, según:
san marcos REGULAR 2014 – Ii
estequiometría
N2 + H2 → NH3 a) 2 L
b) 6 L
d) 12 L
e) 15 L
a) 1130 g c) 8 L
11. Hallar las moles que se forman de CO2 en la combustión de 10 moles de metano de acuerdo a:
b) 1360 g c) 1420 g
CH4 + O2 → CO2 + H2O
d) 1480 g 8. Al reaccionar 20 g de carbono y 20 g de hidrógeno para formar el compuesto metano (CH4), indicar el reactivo limitante. a) C
b) H2
d) C; H
e) N.A.
c) CH4
9. Al reaccionar 1200 g de nitrógeno con 240 g de hidrógeno para formar NH3. ¿Qué cantidad de amoniaco se forma?
e) 1520 g
sistematización
a) 7
b) 3
d) 1
e) 9
san marcos REGULAR 2014 – Ii
55
c) 5
b) 4
d) 8
e) 10
c) 6
12. En el proceso:
10. Hallar las moles de CO 2 en combustión completa de 3 moles de propano. C3H8 + O2 → CO2 + H2O
a) 2
Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O
¿Cuántos gramos de sulfato férrico Fe 2(SO 4) 3 (M = 400) se podrá obtener con 1,2 moles de ácido sulfúrico H2SO4? a) 160
b) 624
d) 213
e) 567
química
c) 123
Tema 9
