INSTITUCIÓN EDUCATIVA “PABLO SEXTO” “Una persona con mentalidad de cambio”

Dosquebradas – Risaralda

ÁREA: Ciencias Naturales ASIGNATURA: Química GRADO: 10 AÑO: 2.013

ESTEQUIOMETRÍA

LOGROS

Formular alternativas de solución a problemas químicos y biológicos que ocurren en la naturaleza.

INDICADORES DE DESEMPEÑO

Interpreta el significado de una ecuación química. Realiza cálculos estequiométricos con la ecuación química balanceada. Determina las relaciones numéricas de peso, mol y volumen de las sustancias consumidas y

producidas en una reacción química. Utiliza en la solución de problemas estequiométricos el método directo y método del factor o razón

molar. Nombra y establece las fórmulas químicas de los compuestos inorgánicos. Escribe las ecuaciones para obtener los compuestos inorgánicos. Clasifica las ecuaciones químicas según el tipo de transformación y de acuerdo al intercambio de calor.

NOMENCLATURA

Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con un elemento químico.

Formulación

El oxígeno actúa con su número de oxidación (-2), mientras el otro elemento actúa con un número de oxidación positivo.

La fórmula se obtiene al intercambiar las valencias de dichos elementos.

X2On

Donde:

X, es cualquier elemento químico n, es la valencia de dicho compuesto químico

Ejemplos:

Fe2O3 Oxido con Hierro de valencia 3 FeO Oxido con Hierro de valencia 2

Ahora considerando el FeO, si es Hierro con valencia 2 el compuesto sería Fe2O2, pero los compuestos siempre hay que simplificarlos, así que se queda en FeO.

Tipos de óxidos

Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros, aunque no muy comunes en la naturaleza.

Los óxidos básicos se forman con un metal más oxígeno, los óxidos de elementos menos electronegativos tienden a ser básicos. Se les llaman también anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:

Na2O+H2O→2Na(OH) Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más

electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos (nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo:

C O 2+H2O→H2C O 3

Los óxidos anfotéricos se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con lo que se les haga reaccionar. Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tiene punto de fusión bajo y tienen diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio.

HIDRÓXIDOS

Hidróxidos o bases son los compuestos ternarios que están formadas por un metal (M) y el grupo hidróxido (OH).

La valencia con que actúa el grupo hidróxido es -1

La valencia con que actúa el metal es n= +1, +2, +3, ...

• FÓRMULA GENERAL

La fórmula general de los hidróxidos o bases es:

Al escribir la fórmula de los hidróxidos hay que seguir las siguientes reglas:

1.- Escribir, en primer lugar, el símbolo del metal, y a continuación el del grupo hidróxido entre paréntesis.

2.- Colocar como subíndice del símbolo del metal la valencia del grupo hidróxido, que, como es -1 no se pone, y como subíndice del símbolo del grupo hidróxido la valencia del metal. Es decir, se intercambian las valencias.

3.- Si la valencia del metal es +1, se suprime el paréntesis en que estaba encerrado el grupo hidróxido y no se coloca ningún subíndice.

• NOMENCLATURA

Veamos cómo se nombran estos compuestos.

SISTEMÁTICA

Con la palabra hidróxido, la preposición "de" y el nombre del metal. La palabra hidróxido lleva los prefijos numerales mono, di, tri, tetra,... según el número de grupos hidróxido que posea la molécula.

Ejemplos: Al(OH)3 Trihidróxido de aluminioNaOH Mono hidróxido de sodio

STOCK

Con la palabra hidróxido, la preposición "de" y el nombre del metal, poniendo entre paréntesis su valencia expresada en números romanos. Si el metal actúa con una sola valencia ésta no se indica.

Ejemplos: Cr(OH)3Hidróxido de

cromo (III)Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

TRADICIONAL

- Si el metal actúa con una sola valencia, se nombran con la palabra hidróxido, la preposición "de" y el nombre del metal. También se puede nombrar con la palabra hidróxido y la raíz del nombre del metal con el sufijo ICO.

Ejemplos: KOHHidróxido de

potasioHidróxido potásico

- Si el metal actúa con dos valencias, la raíz del nombre del metal lleva el sufijo OSO si actúa con la valencia menor y el sufijo ICO si actúa con el mayor.

Ejemplos: Fe(OH)2Hidróxido

ferrosoCu(OH)2 Hidróxido cúprico

Ácido

Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.

Propiedades de los ácidos Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Son corrosivos.

Producen quemaduras de la piel.

Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

Reaccionan con bases para formar una sal más agua.

Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

Nomenclatura

En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.

Prefijo Anión Sufijo Anión Prefijo Ácido Sufijo Ácido Ejemplo

per ato per ácido ico ácido perclórico (HClO4)

ato ácido ico ácido clórico (HClO3)

ito ácido oso ácido cloroso (HClO2)

hipo ito hipo ácido oso ácido hipocloroso (HClO)

uro hidro ácido ico ácido clorhídrico (HCl)

Sal (química)

La sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

Clasificaciones

Las sales se pueden clasificar en los siguientes grupos:1

Sal haloidea , hidrácida o binaria neutra: son compuestos binarios formados por un metal y un no-metal, sin ningún otro elemento. El anión siempre va a tener la terminación -uro. Ejemplos: cloruro de sodio, NaCl; cloruro de hierro (III), FeCl3; sulfuro de hierro (II), FeS.

Sal de oxácido: procede de sustituir los hidrógenos de un oxácido por cationes metálicos.o Sal oxácida , oxiácida o ternaria neutra: se sustituyen todos los hidrógenos. Ejemplo:

hipoclorito de sodio, NaClO.o Sal ácida : se sustituyen parte de los hidrógenos. Ejemplo: hidrogenocarbonato de sodio o

bicarbonato de sodio, NaHCO3.o Sal básica o hidroxisal: contienen iones hidróxido (OH-), además de otros aniones. Se

pueden clasificar como sales o hidróxidos. Ejemplo: hidroxicarbonato de hierro (III), Fe(OH)CO3.

o Sal doble : se sustituyen los hidrógenos por dos o más cationes. Ejemplo: carbonato doble de potasio y litio, KLiCO3.

ACTIVIDAD:

Qué es un óxido? Explique las clases de óxidos y escriba 5 ejemplos de cada uno. Elabore las fórmulas químicas de todos los óxidos que forman los siguientes elementos y

nómbrelos utilizando las tres nomenclaturas: Carbono; Azufre, Cloro, Sodio, Hierro, Oro, potasio, calcio, y nitrógeno.

A qué se le llaman hidróxidos? Cuáles son sus características? Elabore todas las fórmulas químicas de los hidróxidos que pueden formar algunos de los

siguientes elementos: Azufre, sodio,litio plomo, flúor, cobalto carbono, mercurio, y magnesio. Qué es un ácido? Explique sus clases. Escriba el nombre de los siguientes ácidos y clasifíquelos: H Cl; H2SO4; H N O3; H Br; H I;

H2S; H Cl O; H ClO2; H C l O3; H Cl O4; H3 P O 4¿Qué es una sal? Explique las clases. Escriba 5 ejemplos de cada una.

ESTEQUIOMETRÍA: Se deriva del griego Stoikeion que significa elemento. La estequiometría es la parte de la química que se encarga de hacer los cálculos matemáticos para hallar las masas de sustancias que se deben utilizar en una reacción para obtener determinada cantidad de productos a partir de una ecuación química balanceada. Una ecuación es estequiométrica cuando:

a. Cumple con la ley de la conservación de la materia, es decir, cuando la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos; de la misma manera cuando las cargas eléctricas en ambos lados de la ecuación son iguales.

b. Cuando se puede demostrar en el laboratorio la conversión de reactivos en productos.De una ecuación química balanceada y la interpretación correcta de la misma, se puede obtener:

a. Cantidad de productos, preparados a partir de cierta cantidad de reactivos.b. El reactivo límite, el cual determina que tanto producto se puede obtener de una ecuación química,

cuando se dispone de una cantidad limitada de uno de los reactivos.c. Los porcentajes de producción.d. La pureza del compuesto.

Unidades químicas de peso para: A. Elementos son: el peso atómico y el átomo – gramo (at-g) 1. El peso atómico (A): Es la masa de cada elemento químico expresado en gramos, su valor se encuentra en la tabla periódica. Ej. El peso atómico del Cu es 63,54 g y el del S es 32,06 g. 2. Átomo-gramo (at-g): Es la masa atómica del elemento expresada en gramos y en el hay un mol de átomos, o sea, 6,02x1023 átomos del elemento (número de Avogadro). 1 at – g = 1 molNota: 1 at – g = 1 mol = 6,02x1023 átomos = masa atómica de un elemento expresada en gramos. Ej.

Elemento 1 átomo – gramo Peso atómico Número de Avogadro (NA)

1 mol de C 1 at - g de C 12 gramos 6,02x1023 átomos1 mol de Al 1 at - g de Al 26,98 gramos 6,02x1023 átomos1 mol de Na 1 at - g de Na 28,989 6,02x1023átomos

Ejemplos:Calcular: a. número de moles b. at-g c. número de átomos en 5,0 gramos de Cu.a. n = g del elemento ∕ peso atómico = 5,0 g de Cu ∕ 63,54 g/mol = 0,079 mol de Cub. at-g = g del elemento ∕ peso atómico = 5,0 g de Cu ∕ 63,54 g/at-g = 0,079 átomos-gramosc. número de átomos = at-g x NA = 0,079 at-g x 6,02x1023 átomos/at-g = 4,7x1023 átomos

Método directoa. ¿moles?

1 mol Cu -- 63,54 g X= 1 mol Cu x 5,0 g de Cu ∕ 63,54 g de Cu X= 0,079 mol de Cu X -- 5,0 g

b. ¿at-g? 1 at-g Cu -- 63,54 g X= 1 at-g Cu x 5,0 g Cu ∕ 63,54 g Cu X= 0,079 at-g de Cu X -- 5,0 g

c. ¿átomos?63,54g Cu -- 6,02x1023 átomos X= 6,02X1023 átomos x 5,0 g Cu ∕ 63,54 g Cu X= 4,7x1023 átomos Cu5,0 g Cu -- X

Ejercicios

I. a. ¿Cuántos átomos hay en 0,400 at-g de F? b. ¿Cuántas moles de F? c. ¿Cuántos gramos de F?a. Número de átomos = at-g F x 6,02x1023 átomos ∕ at-g X= 0,400 at-g x 6,02x1023 átomos ∕ at-g de F X= 2,41x1023 átomos de F

b. Número de moles = at-g = 0,400 moles

c. Gramos de F X= at-g F x peso atómico 1 at-g F X= 0,400 at-g F x 18,99 g ∕ at-g X= 7,6x1023 átomos F

II. El peso atómico del plomo es 207,2 g. ¿Cuál será el peso en gramos de un átomo de plomo? (método directo).

6,02x1023 átomos Pb -- 207,2 g X= 207,2 g x 1 at Pb ∕ 6,02x1023 átomos Pb 1 átomo Pb -- X X= 3,44x10-22 g ∕ átomo

Peso de un átomo de Pb = Peso atómico del elemento ∕ NA (# Avogadro átomos ∕ mol)Peso de un átomo de Pb = 207,2 g ∕ mol ∕ 6,02x1023 átomos ∕ molPeso de un átomo de Pb = 3,44x10-22 g ∕ átomo

ACTIVIDAD

1. Hallar el número de moles, átomos y gramos presentes en: a. 10 at-g Fe b. 3,5 at-g Zn c. 7 g Ca d. 8,5 g S

2. Hallar el Número de moles, átomos, at-g presentes en: a. 20 g C b. 8,4 g Al c. 3,5 g Si d. 5,3 g Ni

3. Cuál es el peso en gramos de un átomo de: a. Cu b. Fe c. Au d. Ag e. Hg

B. Unidades químicas de peso para: Compuestos son: El peso molecular y la molécula-gramo ó mol.

1. El peso molecular (PM ó M): Es la suma total de los pesos atómicos de los elementos que forman parte de la molécula. Ej. Hallar el peso molecular de: a. H2SO4 b. Al2(SO4)2. a. H2SO4 b. Al2(SO4)3

H = 1 g x 2 = 2 g Al = 26,981 g x 2 = 53,962 g S = 32 g x 1 = 32 g S = 32,064 g x 3 = 96,192 g O = 16 g x 4 = 64 g O = 15,999 g x 12 = 191,988 g 98 g ∕ mol 342,142 g ∕ mol

ACTIVIDADHallar el peso molecular de los siguientes compuestos:a. HNO3 b. Ca(OH)2 c. NaHCO3 d. C12H22O11 e. K2Cr2O7 f. Ba(ClO3)2

g. CaO h. CaH2 i. H2O2

2. Molécula- gramo ó mol: También se denomina mol ó mol-gramo de un compuesto y es la cantidad de Compuesto cuyo peso en gramos es igual al peso molecular y contiene el número de Avogadro de Moléculas (NA) así:1 mol = peso molecular (g ∕ mol) contiene 6,02x1023 moléculas1 mol de H2O = 18 g --- contiene 6,02x1023 moléculas1 mol de H3PO4 = 98 g --- contiene 6,02x1023 moléculas1 mol de C6H12O6 = 180 g --- contiene 6,02x1023 moléculas

ACTIVIDADHallar el número de moles y moléculas presentes en 20 gramos de H2SO4

I. Método directo a. Número de moles PM H2SO4 = 98 g ∕ mol

1 mol de H2SO4 -- 98 gramos X= 20 g H2SO4 x 1 mol de H2SO4 ∕ 98 g X -- 20 gramos X= 0,20 moles de H2SO4

b. Número de moléculas1 mol de H2SO4 -- 6,02x1023 moléculas X= 0,20 moles H2SO4 x 6,02x1023 moléculas ∕ 1mol H2SO4 0,20 moles H2SO4 -- X X= 1,2x1023 moléculas de H2SO4

II. Método simplificado a. Número de moles = gramos del compuesto ∕ PM Número de moles de H2SO4 = 20 gramos ∕ 98 gramos ∕ mol Número de moles de H2SO4 = 0,20 moles de H2SO4

b. Número de moléculas = moles de H2SO4 x NA moléculas ∕ mol Número de moléculas = 0,20 moles x 6,02x1023 moléculas ∕ mol Número de moléculas = 1,2x1023 moléculas de H2SO4

Determine el número de moles y moléculas presentes en los siguientes compuestos:a. 35 g de C12H22O11 b. 48 g de CaO c. 70 g de Ca3(PO4)2 d. 100 g de CO2 e. 50 g de HClO4 f. 85 g de FeSO4

EJERCICIOS

a. ¿Cuántos gramos de CO2 hay en 0,5 moles de CO2?b. ¿Cuántas moles de C y O hay en 0,5 moles de CO2?c. ¿Cuántos gramos de C y O hay en 0,5 moles de CO2?d. ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 0,5 moles de CO2?e. ¿Cuántos átomos de C y O hay en 0,5 moles de CO2?

Método simplificadoPM CO2 = 12,01 g + 32 g de O = 44,01 g ∕ moln = 0,5 moles de CO2

3a. gramos de CO2 = moles de CO2 x PM CO2

gramos de CO2 = 0,5 moles CO2 x 44,01 g ∕ mol gramos de CO2 = 22,05 g CO2

b. moles de C y O = 1 mol de CO2 contiene 1 mol de C y 2 moles de O; entonces en 0,5 moles de CO2 hay 0,5 moles de C y 1 mol de O

c. gramos de C y O → gramos de C = moles de C x peso atómico del C gramos de C = 0,5 moles x 12,01 g ∕ mol gramos de C = 6,0 gramos de C gramos de O = moles de O x peso atómico del O gramos de O = 1 mol x 16 g ∕ mol gramos de O = 16 gramos de O

d. moléculas de CO2 = moles de CO2 x NA moléculas ∕ mol moléculas de CO2 = 0,5 moles CO2 x 6,02x1023 moléculas ∕ mol moléculas de CO2 = 3,01x1023 moléculas

e. átomos de C y O → átomos de C = moles de C x NA átomos ∕ mol átomos de C = 0,5 moles de C x 6,02x1023 átomos ∕ mol átomos de C = 3,01x1023 átomos de C átomos de O = moles de O x NA átomos ∕ mol átomos de O = 1 mol de O x 6,02x1023 átomos ∕ mol átomos de O = 6,02x1023 átomos de O

ACTIVIDADTrabajo individual: Realizar el trabajo anterior utilizando el método directo en cada caso.

Cálculos estequiométricos: Son aquellos que se realizan teniendo como base las sustancias que participan en una reacción química.Cada reacción química debe cumplir con las tres leyes ponderales, las cuales determinan los aspectos cuantitativos (cantidad) de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Estas leyes son:

1. “Ley de la conservación de la materia” de Lorenzo A. Lavoisier (francés) y dice: “La materia no se crea ni se destruye solo se transforma”, también, puede formularse de la siguiente manera “En toda reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes, es igual a la masa total de los productos de la reacción”. Ej. a. H2 + O2 → H2O No cumple la ley, no esta balanceada b. 2H2 + O2 → 2H20 Cumple la ley, esta balanceada

4 g + 32 g → 2 (18 g) 36 g → 36 g reactivos productos2. “Ley de las proporciones definidas ó composición constante” de J. Proust (francés) y dice: “Las proporciones en las que se encuentran los distintos elementos que forman un compuesto son constantes e independientes del proceso seguido para su formación”. También, se puede formular de la siguiente manera “Cualquier compuesto químico puro tiene una composición constante en masa”. Ej.

compuesto nombre Composición porcentualH2O agua 88,88% H y 11,20% de ONaCl Cloruro de sodio 39,3% de Na y 60,7% de ClCH4 metano 75% de C y 25% de H

43. “Ley de las proporciones múltiples” de J. Dalton (inglés) y dice: “Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros y sencillos”. Ej.El carbono al reaccionar con el oxígeno forma los siguientes compuestos:

Relación de las masas de O que se combinan con 12 g de C

CO 12 g C y 16 g O 1 : 1CO2 12 g C y 32 g O 1 : 2CO3 12 g C y 48 g O 1 : 3

Para realizar los cálculos estequimétricos, la base es la ecuación química balanceada, ya que los coeficientes que afectan a cada termino nos dicen las cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen, las relaciones que se manejan en los diferentes problemas son: relación entre moles, relación entre moles gramos, relación en gramos. Existen varios métodos para dar solución a este tipo de problemas como son: el método directo y el método del factor molar ó razón molar.

Método del factor o razón molar: Utiliza factores de conversión para relacionar las moles de los reactivos entre sí, las moles de los reactivos con las moles de un producto y las moles de los productos entre sí; usando los coeficientes de la ecuación. Ej. En una ecuación balanceada como la combustión completa del metano.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Se pueden relacionar:a. Moles de los reactivos entre sí. b. Las moles de los reactivos con las moles de un producto. c. Las moles de los productos entre sí.

1 mol de CH4 = 2 moles de O2

1 mol de CO2 = 2 moles de H2O1 mol de CH4 = 1 mol de CO2

2 moles de O2 = 2 moles de H2O

A partir de estas igualdades se pueden expresar los siguientes factores de conversión:1 mol de CO2 ∕ 2 moles de H2O ; 1 mol de CH4 ∕ 1 mol de CO2 ; 2 moles de O2 ∕ 2 moles de H2O ó sus recíprocos, depende de lo que solicite el problema, estos factores de conversión se llaman razones molares para los reactivos entre si, para los productos entre sí ó para los reactivos y productos.

Nota: Estas relaciones ó factores de conversión se aplican para una ecuación en particular. Ej.Escriba la razón molar del KClO3 a Oxígeno en la siguiente ecuación: 2 KClO3 ∆ 2KCl + 3O2

Ecuación balanceada donde los coeficientes de la ecuación dan Igualdad entre las moles de estas dos sustancias, entonces, la razón molar es: 2 moles de KClO3 ∕ 3 moles de O2

ACTIVIDAD

Escriba la razón molar entre: a. El Cl2 y el H2 b. Entre el Zn y el HCl en las siguientes ecuaciones:a- H2 + Cl2 → 2HCl b- Zn + HCl → ZnCl2 + H2 ↑

1. Relación entre moles: Se utiliza cuando se desea conocer la cantidad de reactivos necesarios para reaccionar con otra cantidad conocida también como reactivo. Ej. La descomposición del HCl por el Al se representa en la siguiente ecuación balanceada:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 a- ¿Cuántas moles de Hidrógeno se producen a partir de 2 moles de HCl?

I. Método de razón molar: La razón molar del H2 al HCl es 6 moles de HCl ∕ 3 moles de H2. Entonces:

5

Entonces: 2 moles de HCl x 3 moles de H2 ∕ 6 moles de HCl = 1 mol de H2

b. Razón molar del Al al HCl es 2 at-g Al ∕ 6 moles de HCl at-g = molEntonces:

Entonces: 2 moles de HCl x 2 at-g Al ∕ 6 moles de HCl = 0,66 at-g Al

II. Método directo a. 6 moles de HCl → 3 moles H2 X= 3 moles de H2 x 2 moles de HCl ∕ 6 moles HCl 2 moles de HCl → X X= 1 mol H2

b. 2 at-g Al -- 6 mol HCl X= 2 at-g Al x 2 mol HCl ∕ 6 mol HCl X -- 2 moles HCl X= 0,66 at-g Al

EJERCICIOSegún la ecuación H2 + O2 → H2O determinar:Las moles de H2 que se requieren para reaccionar con 2 moles de O2.

2. Relación entre gramos a moles: Se emplea cuando se desea conocer la cantidad de reactivo necesario para producir una cantidad determinada de producto. Ej.Cuántos gramos de KClO3 se necesitan para producir 9 moles de oxígeno (O2) según la ecuación: KClO3 ∆ KCl + O2

Cantidad y unidades dadas x factor de conversión = cantidad y unidades solicitadas

Cantidad y unidades dadas x factor de conversión = cantidad y unidades solicitadas

Balanceo 2 KClO3 ∆ 2 KCl + 3 O2

La razón molar del KClO3 al O2 es: 2 moles KClO3 ∕ 3 moles O2

Entonces:9 moles de O2 x 2 moles KClO3 ∕ 3 moles de O2 x 122,6 g KClO3 ∕ 1 mol KClO3 = 736 g de KClO3

Método directo Nota: Encima de las fórmulas coloca los datos del Problema y debajo de las fórmulas el valor en gramos según el coeficiente respectivo.

2 KClO3 → 2KCl + 3 O2 2 moles de KClO3 -- 3 moles O2

X -- 9 moles O2

X= 6 moles de KClO3

1 mol de KClO3 -- 122,55 g X= 122,55 g KClO3 x 6 moles de KClO3 ∕ 1 mol de KClO3

6 moles de KClO3 -- X

EJERCICIODada la ecuación: Al + HCl → AlCl3 + H2 determinar

a. ¿Cuántos gramos de AlCl3, se producen a partir de 0,5 moles de HCl?b. ¿Cuántos gramos de Al se requieren para producir 0,4 moles de H2?

6Nota: Resolver el ejercicio por los dos métodos anteriores.

3. Relación gramos a gramos: Se utiliza cuando se desea conocer la cantidad de producto formado a partir de una cantidad determinada de reactivo. Ej.¿Cuántos gramos de carbonato de calcio (CaCO3) se forman a partir de 37 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2)? Según la ecuación:

Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 + 2H2O

a. Método directo PM Ca(OH)2 = 74 g ∕ mol PM CaCO3 = 100 g ∕ mol

74 g Ca(OH)2 → 100 g CaCO3 X= 37 g Ca(OH)2 x 100 g CaCO3 ∕ 74 g Ca(OH)2 37 g Ca(OH)2 → X X= 50 g CaCO3

b. Método del factor o razón molar 1 mol CaCO3 ∕ 1 mol Ca(OH)2

37 g Ca(OH)2 x 1 mol Ca(OH)2 ∕ 74 g Ca(OH)2 x 1 mol CaCO3 ∕ mol Ca(OH)2 x 100 g CaCO3 ∕ 1 mol CaCO3

X= 50 g CaCO3

ACTIVIDADTrabajo individual: Solucionar los siguientes problemas por los dos métodos

Cantidad y unidades dadas x factor de conversión = cantidad y unidades solicitadas

Cantidad y unidades dadas x factor de conversión = cantidad y unidades solicitadas

a. El yoduro de potasio se puede obtener a partir de sus elementos, por la siguiente reacción: K + I2 → KI

¿Cuántos gramos de yoduro de potasio (KI) se pueden obtener a partir de 100 g de K?

b. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) se necesitan para que al reaccionar con un exceso de zinc (Zn) produzca 200 g de sulfato de zinc (ZnSO4)? c. El óxido de hierro (III) reacciona con el hidrógeno para dar hierro metálico y agua. ¿Cuántos gramos de hierro se producen a partir de 400 g de Fe2O3? Según la ecuación: Fe2O3 + H2 → 2Fe + H2O

d. Conversión de moles a moléculas Hallar el número de moles y moléculas presentes en 20 gramos de NaOH… PM NaOH = 40 g ∕ mol Método directo1 mol NaOH ─ 40 gramos X= 1 mol NaOH x 20 g ∕ 40 g X ─ 20 gramos X= 20 moles ∕ 40 X= 0,5 moles de NaOH

1 mol NaOH ─ 6,02X1023 moléculas X= 6,02X1023 moléculas x 0,5 moles NaOH ∕ 1 mol NaOH0,5 moles NaOH ─ X X= 3,01X1023 moléculas

Hallar el número de moléculas presentes en 2 moles de NaOH.1 mol de NaOH ─ 6,02X1023 moléculas X= 6,02X1023 moléculas x 2 moles de NaOH ∕ 1 mol NaOH2 moles de NaOH ─ X X= 12,04x1023 moléculas

7EJERCICIOS

1. Dada la ecuación: Zn + HCl → ZnCl 2 + H2

Determine a. moles de H2 que se forman al reaccionar 3 moles de HCl con el Zn. b. moles de zinc que reaccionan con 3 moles de ácido clorhídrico c. moles de HCl que se requieren para producir 0,5 moles de H2

2. Dada la ecuación: NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O Determine a. moles de ácidos sulfúricos necesarios para producir 156 gramos de sulfato de sodio, Na2SO4

b. moles de agua que se producen a partir de 33,8 gramos de H2SO4. c. gramos de hidróxido de sodio, NaOH, que reaccionan con dos moles de ácido sulfúrico.

3. Dada la ecuación: Cu2S + O2 → Cu + SO 2

Determine a. gramos de Cu2S que se requieren para producir 3 moles de SO2

b. gramos de Oxígeno que reaccionan con esas moles de Cu2S c. gramos de cobre que se producen a partir de 3 moles de Cu2S

4. Dada la ecuación: CaO + HCl → CaCl2 + H2O Determine

a. gramos de HCl que se requieren para reaccionar con 500 gramos de CaO b. gramos de CaCl2 que se producen a partir de 80 gramos de HCl c. gramos de HCl que se requieren para producir 320 gramos de CaCl2

REACTIVO LÍMITECuando dos o más sustancias que reaccionan en una proporción diferente a la estequiométrica, necesariamente alguna de ellas está en exceso. El reactivo límite es para este caso la sustancia que se consume totalmente, esto quiere decir que es la sustancia que está en menor proporción y que forma la menor cantidad de producto. Los cálculos estequiométricos siempre se hacen con base al reactivo límite, ya que de este depende la cantidad de productos formados al igual que la de otros reactivos consumidos.Para establecer el reactivo límite se debe trabajar con moles y cuando el ejercicio de solamente un reactivo, se supone que el otro esta en exceso. Ej.

1. ¿Cuántas moles de HCl pueden obtenerse a partir de 4 moles de H2 y 3 moles de Cl2, según la ecuación: H2 + Cl2 → HCl

1 mol H2 ─ 2 moles HCl X= 4 moles H2 x 2 moles HCl ∕ 1 mol H2 X= 8 moles HCl4 moles H2 ─ X

1 mol Cl2 ─ 2 moles HCl X= 3 moles Cl2 x 2 moles HCl X= 6 moles HCl3 moles Cl2 ─ X

Las 3 moles de cloro limitan la reacción, ya que, producen la menor cantidad de HCl, por lo tanto, el cloro es el reactivo límite.Otra forma de comprobarlo es observando que la relación del H2 con el Cl2 es 1 : 1 (1 a 1). Entonces: 3H2 + 3Cl2 → 6HCl. Las 3 moles de cloro se consumen completamente al reaccionar con 3 moles de hidrógeno para producir 6 moles de ácido clorhídrico.

2. Calcule los gramos de fosfato de calcio que se forman al hacer reaccionar 100 gramos de CaCO3 Y 70 gramos de H3PO4, según la ecuación: (1 mol CaCO3 = 100,1 g) (1 mol H3PO4 = 98 g) (1 mol Ca3(PO4)2 = 310 g). CaCO3 + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O

100 g CaCO3 x 1 mol CaCO3 ∕ 100,1 g CaCO3 = 1 mol CaCO3

70 g H3PO4 x 1 mol H3PO4 ∕ 98 g H3PO4 = 0,714 moles H3PO4

Para establecer el reactivo límite, se calcula el número de moles de producto formados a partir de las moles de cada uno de los reactivos.3 moles CaCO3 ─ 1 mol Ca3(PO4)2 X= 1 mol CaCO3 x 1 mol Ca3(PO4)2 ∕ 3 moles CaCO3

1 mol CaCO3 ─ X X= 0,334 moles Ca3(PO4)2

82 moles H3PO4 ─ 1 mol Ca3(PO4)2 X= 0,714 moles H3PO4 x 1 mol Ca3(PO4)2 ∕ 2 moles H3PO4

0,714 moles H3PO4 ─ X X= 0,356 moles Ca3(PO4)2

Puesto que el reactivo límite es aquel que forma el menor número de moles de producto, en éste caso el reactivo límite es el carbonato de calcio (CaCO3).Por consiguiente, la cantidad en gramos de fosfato de calcio que se pueden obtener es:1 mol Ca3(PO4)2 ─ 310 g Ca3(PO4)2 X=0,334 moles Ca3(PO4)2 x 310 g Ca3(PO4)2 ∕ 1 mol Ca3(PO4)2 0,334 moles Ca3(PO4)2 ─ X X= 0,356 g Ca3(PO4)2

3. Calcule el número de gramos de ácido fosfórico (H3PO4) que sobran en la reacción del ejercicio anterior. 2 moles H3PO4 ─ 3 moles CaCO3 X= 2 moles H3PO4 x 1 mol CaCO3 ∕ 3 moles CaCO3

X ─ 1 mol CaCO3 X= 0,667 moles H3PO4

Este es el número de moles de ácido fosfórico (H3PO4) que reaccionó con 1 mol de carbonato de calcio (CaCO3). El exceso de moles será igual a: 0,714 ─ 0,667 = 0,047 moles H3PO4

Finalmente los gramos de H3PO4 son:1 mol H3PO4 ─ 98 g H3PO4 X= 0,047 moles H3PO4 x 98 g H3PO4 ∕ 1 mol H3PO4

0,047 moles H3PO4 ─ X X= 4,606 g H3PO4

EJERCICIOS

1. Dada la siguiente ecuación: CH4 + 3Cl2 → CHCl3 + 3HCl Establezca cuál es el reactivo límite para cada uno de los siguientes casos: a. 1,5 moles de Cl2 y 1,5 moles de CH4 b. 2 moles de Cl2 y 3 moles de CH4

c. 0,5 moles de Cl2 y 0,2 moles de CH4 d. 0,2 moles de Cl2 y 0,3 moles de CH4

2. Dada la siguiente ecuación: CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

Establezca cuál es el reactivo límite para cada uno de los siguientes casos: a. 10 gramos de CaH2 b. 0,1 gramos de CaH2 Y 0,5 gramos de H2O c. 500 gramos de CaH2 d. 200 gramos de CaH2 Y 500gramos de H2O

PUREZA DE REACTIVOS Y PRODUCTOS

A menudo los reactivos utilizados no son completamente puros y se trata más bien de una mezcla que contiene determinado porcentaje de reactivo que se va utilizar, como ocurre en ciertos procesos industriales. Antes de hacer los cálculos estequiométricos, es necesario, calcular la cantidad de reactivo puro presente.La relación entre sustancia pura (S.P.), sustancia impura (S.I.) y pureza o porcentaje en peso (%P), es:

Ejemplo:1. En 120 gramos de H2SO4 al 80% de pureza existen: S.P. = 120 g x 80 ∕ 100 = 96 gramos de H2SO4 puro.

2. ¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico, HF, se pueden obtener a partir de 200 gramos de fluoruro de calcio, CaF2, de 90% de pureza, según la reacción? CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF

S.P.= (S.I.)(%P) Sustancia Pura = 200 g x 90 ∕ 100 S.P. = 180 gramos de CaF 2

puros

1 mol CaF2 ─ 78,076 g CaF2 X= 180 g CaF2 x 1 mol CaF2 ∕ 78,076 g CaF2 X ─ 180 g CaF2 X= 2,3, moles de CaF2

1 mol CaF2 ─ 2 moles HF X= 2,3 moles CaF2 x 2 moles HF ∕ 1 mol CaF2

2,3 moles CaF2 ─ X X= 4,6 moles HF

91 mol HF ─ 20 gramos HF X= 4,6 moles HF x 20 gramos HF ∕ 1 mol HF4,6 moles HF ─ X X= 92 gramos HF puros

EJERCICIOS

1. ¿Qué cantidad de óxido de calcio, CaO, se obtiene a partir de la calcinación de 200 gramos de carbonato de Calcio, CaCO3, del 95% de pureza?, según la ecuación: CaCO3 → CaO + CO2

(S.P.) = (S.I.)(% P)

2. ¿Cuánto ácido nítrico, HNO3, del 90% de pureza se podrá obtener a partir de 130 gramos de amoniaco puro, NH3?, según la ecuación: NH3 + O2 → H2O + HNO2 + HNO3

3. ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio, Na2SO4, se producen a partir de 750 gramos de cloruro de sodio, NaCl, del 88% de pureza?, según la ecuación: NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

4. ¿Cuántos gramos de cloruro de plata, AgCl, del 70% de pureza se obtiene con 80 gramos de nitrato de plata, AgNO3`, del 75% de pureza?, según la ecuación: AgNO3 + NaCl → ÀgCl + NaNO3

5. ¿Cuántos gramos de yodo, I2, del 90% de pureza se obtiene a partir de 120 gramos de ácido nitroso, HNO2, del 95% de pureza?, según la ecuación: HNO3 + HI → NO2 + I2 + H2O

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

En algunas ocasiones no todo el reactivo límite se transforma en producto debido a que existen reacciones incompletas. El rendimiento de una reacción también se ve afectado cuando los métodos de recuperación de los productos no son los suficientemente efectivos. Esto trae como consecuencia que la cantidad de producto obtenido resulte disminuido.El rendimiento (R) está relacionado con la cantidad de sustancia obtenida o de sustancia que reacciona, en un caso real (CR) con la cantidad que se obtiene o reacciona cuando el rendimiento es del 100% (CT), como lo indica la ecuación:

R = Cantidad experimental ∕ cantidad teórica x 100 R = rendimiento CT= cantidad teórica CR= cantidad realEJEMPLO1. ¿Cuál es el rendimiento de una reacción al hacer reaccionar 40 gramos de NaOH que producen 50 gramos de NaCl?, según la ecuación: NaOH + HCl → NaCl + H2O

1 mol NaOH pesa 40 gramos 1 mol NaCl pesa 58,44 gramos De acuerdo a la ecuación, 40 g de NaOH producen 58,44 g de NaCl. Teóricamente deberían producirse 58,44 g pero solo se producen 50 g Entonces, el porcentaje de rendimiento de esta reacción es:R = CR ∕ CT x 100 R = cantidad experimental ∕ cantidad teórica x 100 R = 50 g NaCl experimentales ∕ 58,44 g teóricos R = 85,4%

2. Calcule el rendimiento teórico del AlCl3, para la reacción de 3 moles de Al en la ecuación: Al + Cl2 → AlCl3 Cuando solo se da la cantidad de uno de los reactivos, este es el reactivo límite, el otro en este caso el cloro, se asume que está en exceso. Además, debe saberse que el rendimiento debe darse en gramos, cuyos factores de conversión son:

2 moles de AlCl3 lo que se quiere (teórico) 2 moles de Al lo que se tiene (real)

1 mol de AlCl3 = 133,5 gramos

2 moles Al ─ 2 moles AlCl3 X= 3 moles Al x 2 moles AlCl3 ∕ 2 moles Al3 moles Al ─ X X= 3 moles AlCl3

1 mol AlCl3 ─ 133,5 gramos X= 3 moles AlCl3 x 133,5 gramos ∕ 1 mol AlCl3`

R = CR ∕ CT x 100

3 moles AlCl3 ─ X X= 400,5 g AlCl3`

A partir de 3 moles de aluminio, Al, la máxima cantidad de cloruro de aluminio, AlCl3, que se puede obtener es 400,5 gramos. Este es el rendimiento teórico.