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. Masa atómica y masa molar
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. Masa atómica y 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. Masa atómica y masa molar
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
3. Masa atómica y masa molar
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
3. Masa atómica y masa molar
4. Composición porcentual de los compuestos
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 %
4. Composición porcentual de los compuestos
5. Fórmula empírica y molecular
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.
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
5. Fórmula empírica y molecular
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. Fórmula empírica y molecular
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
5. Fórmula empírica y molecular
Fórmula empírica
CH2
x 3
Pregunta oficial PSU
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
Aprendizajes esperados
• Reconocer los términos de una ecuación química.
• Equilibrar ecuaciones químicas.
• Realizar cálculos estequiométricos • Determinar reactivo límite en una ecuación química.
Pregunta oficial PSU
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.
1. Reacción y ecuación química
Por ejemplo, la reacción entre el H2 y el O2 para formar H2O se puede representar de tres formas:
Productos Reactantes
1. Reacción y ecuación química
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
2. Balance de ecuaciones químicas
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
2.1 Pasos para balancear una ecuación química
2 6 2 2 2C H + O CO +2 H O
2. Balance de ecuaciones químicas
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
2.1 Pasos para balancear una ecuación química
2. Balance de ecuaciones químicas
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
2.1 Pasos para balancear una ecuación química
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
Pregunta oficial PSU
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.
Aprendizajes esperados
Determinar el reactivo limitante en una ecuación química.
Diferenciar entre el rendimiento teórico y real de una reacción química.
Pregunta oficial PSU
1. Reactivo limitante
2. Rendimiento de una reacción
1. 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 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
1. Reactivo limitante
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
1. Reactivo limitante
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.
2. Rendimiento de una reacción
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
2. Rendimiento de una reacción
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.
2. Rendimiento de una reacción
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
Pregunta oficial PSU
B Aplicación
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