ESTEQUIOMETRÍA

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

ESTEQUIO = ElementoMETRÍA = Medida

La estequiometría estudia las relaciones existentes entre la masa de las sustancias que intervienen en una reacción para que el proceso sea cuantitativo.

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias. Dichas relaciones están indicadas por los índices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes de las ecuaciones balanceadas.

Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de los productos. Esta unidad química es la mol.

RECUERDAPara hacer los cálculos estequiométricos es necesario tener en claro los conceptos de mol, número de Avogador, pesos atómicos y peso molecular.

FORMAS DE INTERPRETAR ECUACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS.

Los cálculos estequiométricos requieren saber interpretar cuantitativamente las ecuaciones en términos de número de moles y número de gramos. Cuando en las reacciones químicas están involucrados gases, los cálculos estequiométricos implican también relaciones de volumen.

Con base a la siguiente ecuación determine:

4∋+3O2=2¿2O3

a. ¿Es una ecuación estequiométrica?b. ¿Cuántas moléculas de oxígeno se

requieren para oxidar los 4 átomos de niquel?

c. Cantidad en gramos de cada reactivo y del producto.

1.- CONCEPTO DE RAZÓN MOLAR.

PARA CÁLCULO DE MOLES DE UNA REACCIÓN.RELACIÓN ENTRE MOLES.CÁLCULO MOL – MOL.

.Se basa en la relación del número de moles entre dos sustancias que participan en una reacción química. Por ejemplo la combustión completa del metano.

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O

Se pueden escribir expresiones de igualdad para relacionar las moles de los reactivos entre sí, las moles de los reactivos con las moles de un producto usando los coeficientes de la ecuación. También se pueden relacionar las moles de los productos entre sí.

1 mol de CH4 = 2 mol de O2

1 mol de CO2 = 2 mol de H2O

1 mol de CH4 = 1 mol deC O2

2 mol de O2 = 2 mol de H2O

A partir de estas igualdades se pueden expresar los siguientes factores de conversión:

o sus recíprocos. Estos factores de conversión se llaman razones molares para los reactivos entre sí para los productos entre sí o para los reactivos y productos.

Las anteriores no son igualdades en el estricto sentido, ya que estas relaciones se aplican solo para una ecuación en particular. Cuando a partir de las mismas sustancias, se obtienen diferentes productos, las igualdades también son diferentes. Es el caso de la representación de la combustión mínima del metano.

CH4 + O2 C + 2 H2O

Donde para los mismos reactivos se tienen igualdades diferentes.

EJERCICIO GUÍA 1.

¿Cuántas moles de nitrógeno son necesarias hacer reaccionar con 0.36 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco?

MUNDO QUÍMICO III DANIEL BÓSQUEZ Página 1

CÁLCULOS BASADOS EN ECUACIONES QUÍMICAS

ESTEQUIOMETRÍA

1n CO 2

2n H 2O;

1n CH 4

1n CO2

;2n O2

2n H2O


1.- Se escribe la ecuación balanceada.

N2+3 H 2=2 NH3

2.- Se establece el factor molar.

3.- Aplicando el factor de conversión.

0.36n H 2( 1n N2

3n H 2)=0.12n N2

Ejercicio propuesto 1.

5 moles de glucosa, ¿con cuantas moles de oxígeno reaccionan? Nota considere combustión completa de la glucosa


Represente la descomposición del ácido clorhídrico por el aluminio y establezca:

1.- ¿Cuántas moles de hidrógeno se producen a partir de 2 moles de ácido clorhídrico?

2.- ¿Cuántos átomos gramo de aluminio se requieren para reaccionar completamente con 2 moles de HCl?

2.- PROBLEMAS DE REACCIONES MASA – MASA.

CÁLCULO GRAMO – GRAMO.

RELACIÓN ENTRE GRAMOS.

En esta clase de reacciones todos los datos de la reacción están expresados en unidades de masa.

Si los datos del problema se expresan en Kg, se asume que todos tienen la misma unidad (Kg) y no hace falta

transformarlo.Ejemplo.

3Ba(NO3)2 + 2Na3PO4 6NaNO3 + Ba3(PO4)2

591.9g 327.74g 509.7g 601.82g

591.9Kg 327.74Kg 509.7Kg 601.82Kg

591.9Tn 327.74Tn 509.7Tn 601.82Tn

Solo en el caso de que uno de los miembros se exprese en una unidad de masa distinta y se desea conocer en otra, allí se transformará.

EJERCICIO GUÍA 2.

La sosa caústica Na(OH), se prepara comercialmente mediante la reacción del carbonato de sodio con cal apagada Ca(OH)2. Cuántos gramos de Na(OH) se pueden obtener tratando un Kg de carbonato de sodio con Ca(OH)2

1.- Se escribe la ecuación balanceada.

Na2CO3 + Ca(OH)2 2Na(OH) + CaCO3

2.- Se establece la relación pertinente entre las masas.

1 mol de Na2CO3 = 106.0g = 2mol de NaOH = 80.0g

1000 gNa2CO3( 80.0 gNa(OH )106.0 g Na2CO3

)754.71 gNa(OH )


Un método para preparar hidrógeno en el laboratorio consiste en hacer reaccionar algunos ácidos sobre metales. ¿Cuántos gramos de Zn son necesarios para obtener 5.4g de H2? Rp. 175.12g Zn


El yoduro de potasio se puede obtener a partir de sus elementos. Calcule cuantos gramos del compuesto se pueden obtener a partir de 100g de K. Rp. 424.5 g KI

CÁLCULO MOL - MASA O MASA – MOL.


1n de N 2

3n de H2


RELACIÓN ENTRE MOLES – GRAMOS.

En esta clase de problemas se desea calcular el número de moles de una sustancia producidas a partir a partir de, o que reaccionan con una masa dada de otra sustancia o viceversa, dada una masa, calcular las

moles.

EJERCICIO GUÍA 3.El óxido férrico reacciona con coque (carbón) en un alto horno para producir monóxido de carbono y Fe fundido. ¿Cuántas moles de hierro se pueden producir a partir de 22g de óxido férrico?

Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO

159.65 g 111.68 g

Resolviéndolo por el método de los factores de conversión sucesivos.

22g Fe2O3( 111.68g Fe159.68g Fe2O3

)( 1n Fe55.84 g Fe )=0.27nF e

Ejercicio propuesto 5.Calcule los gramos de clorato de potasio que se requieren para producir9 moles de oxígeno. Rp736 g

PROBLEMAS DE MASA – VOLUMEN.RELACIONES PESO VOLUMEN.

Estos procedimientos se usan cuando los reactivos son líquidos o gases o cuando están disueltos.

En caso de estar en estado gaseoso, deberá calcularse en condiciones normales

(oC y 1 atm.de presión): 1 mol de un gas ocupa 22.4L. Si es líquido debe declararse la densidad de este.

EJERCICIO GUÍA 4.

Calcular el volumen de hidrógeno en condiciones normales que podrá obtenerse al hacer reaccionar 500g de cinc con ácido sulfúrico diluido.

La ecuación es:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 65.39 22.4L (CN)

MÉTODO DE LOS FACTORES DE CONVERSIÓN.

500 gZn( 1n Zn65.39 gZn )( 1n H 2

1nZn )( 22.4 L H 2

1nH 2)=171.28 LH 2

Ejercicio propuesto 6.15g de glucosa al quemarse con suficiente cantidad de oxígeno. ¿Qué volumen de CO2 se obtiene en CN?

EJERCICIO GUÍA 5.¿Qué volumen de O2 en condiciones normales se forman cuando se descomponen térmicamente73.56g de KClO3 de acuerdo a la siguiente ecuación?

2 KClO3+calor=2KCl+3O2

122.5g L = ?

73.56 g KCLO3( 1n KCLO3

122.5 gKCLO3)( 3nO2

2nKCLO3)

( 22.4 LnO2

1nO 2)=20.17 LO 2

Ejercicio propuesto 7.Con 50 litros de O2, en CN ¿Qué cantidad de glucosa se puede quemar?

EJERCICIO GUÍA 6.50cc de H2SO4, ¿con cuántos g de aluminio reaccionan para formar sulfato de aluminio? La densidad del ácido es 1.84g/cc.La ecuación es: 3H2SO4 + 2Al = Al2 (SO4)3 + 3H2

294.06g 53.8g D 1.84g/cc.



Se inicia transformando el volumen de la sustancia a gramos, utilizando el valor de la densidad y luego se aplica los procesos anteriores.

500cc H 2SO4( 1.84 g H 2SO 4

1cc H 2SO4)( 53.8 g Al

294.06 gH 2SO4)=16.83g Al

PROBLEMAS APLICANDO LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES.

EJERCICIO GUÍA 7.Hallar el volumen de cloro medido a 20oC y presión de 746mmHg que podremos obtener al hacer reaccionar 50g de permanganato de potasio, con un exceso de HCl concentrado.

La ecuación es:

2KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2MnCl2 5Cl2 + 8H2O 158.02g 177.25g

DATOS.Cl2 = 70.90g/molP = 746mmHgT = 20oCKMnO4 = 50g.

TRANSFORMANDO UNIDADES.

746mmHg( 1atm760mmHg )=0.98atm

20℃( 1K1℃ )+273=293 K

ENCONTRANDO MOLES DE KMnO4

50 g KMnO 4( 1nKMnO4

158.02 g KMnO4)=0.316n KMnO 4

0.316n KMnO4( 5nCl22n KMnO 4

)=0.79nCl2

APLICANDO LA ECUACIÓN DE ESTADO.

PV=nRT

V=nRTP

V=(0.79nC l2 )(0.082

atm x Lnx K )(293 K )

0.98atm

V=19.36 L

Ejercicio propuesto 8.¿Qué volumen de CO2 se desprenderá de la combustión de 10g de glucosa a la temperatura de 20OC y 800 mmHg?

Ejercicio propuesto 9.Calcular la cantidad de un sulfuro ferroso de 90.6% en FeS que se necesita para obtener, mediante ácido sulfúrico diluido,2L de sulfuro de hidrógeno medidos a 23oC y 765 mmHg. Rp 8.05g sulfuro ferroso.

EJERCICIOS PARA PERFECCIONAR LA DESTREZA EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS MASA – VOLUMEN.

De acuerdo con la ecuación si balancear: Ca3N2 + H2O = Ca(OH)2 + NH3

Calcular la cantidad de nitruro de calcio que se requiere para generar 8.5L de amoníaco.

¿Cuántos litros de H2 pueden producirse al reaccionar 5g de Na en el agua?

0.5moles de cloruro de sodio reaccionan con ácido sulfúrico. ¿Cuántos litros de ácido clorhídrico se producen?

25cc de ácido sulfúrico, ¿Con cuántos gramos de calcio reaccionan para formar sulfato de calcio? La densidad del ácido es 1.84g/cc.

La densidad del ácido clorhídrico es de 1.18g/cc. Si reaccionan40cc de este ácido



con suficiente cantidad de aluminio, ¿Cuántos gramos de cloruro de aluminio se formarán?

70mL de etanol (C2H5O6) de densidad 0.791g/mL, ¿con cuántos gramos de oxígeno debe reaccionar para formar CO2?

¿Cuántos g de clorato de potasio se necesitan para preparar 18L de O2 que se recogerán sobre agua a 22oC y 760 torr? La presión del vapor de agua a 22oC es 19.8 torr. Rp. 59.2g

Calcular el volumen de O2 en condiciones normales que se desprende al calentar 100g de nitrato de potasio, el cual se reduce al estado de nitrito de potasio.

PROBLEMAS VOLUMEN – VOLUMEN.RELACIONES VOLUMÉTRICAS.

En las reacciones entre gases, los coeficientes de los cuerpos reaccionantes en la ecuación correspondiente representan, no solo el número de moles sino el número de volúmenes molares de dichas sustancias gaseosas. Por este motivo, la reacción entre los volúmenes de los cuerpos gaseosos reaccionantes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, es igual a la relación entre los coeficientes respectivo. Puesto que estos coeficientes son números enteros sencillos se comprende que las relaciones entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción sean relaciones de números enteros (Ley de Gay – Lussac de los volúmenes de combinación).

ILUSTRACIÓN.

2H2 + O2 = 2H2O2 moléculas 1 molécula 2 moléculas2 moles 1 mol 2 moles2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes2 litros 1 litro 2 litros

EJERCICIO GUÍA 8.Calcular el volumen de O2 necesario para quemar 12L de H2. Los volúmenes de ambos gases están medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura.

La ecuación es:

2H2 + O2 = 2H2O 12L V = ?

El factor de conversión de volumen de hidrógeno a volumen de oxígeno puede derivarse a partir del factor de conversión de moles de hidrógeno a moles de oxígeno, esto es:

1nO2

2n H 2

=1volumenmolar O2

2volúmenesmolaresH 2

La particularidad del ejercicio es presión y temperatura en las mismas condiciones. Por tanto:

12 LH 2( 1LO2

2 LH 2)=6 LO2

Ejercicio propuesto 10.¿Cuántos litros de gas amoníaco medidos en CN. Pueden formarse a partir de 20.5L de H2

con el gas nitrógeno?

EJERCICIO GUÍA 9.Calcular el volumen de O2 en litros que se requieren para la combustión completa de 3.5L de etano (C2H6) y los volúmenes en litros de agua y CO2 que se forman, si se encuentran a 300oC y 1 atm. De presión.

La ecuación es:

2C2H6 + 7O2 = 4CO2 + 6H2O

3.5L V =? V L= ? V L = ?


7 n O2

2 n C2 H6

;4 n CO2

2 n C2 H6

;6 n H2O

2 n C2H6

3 .5 L C2 H6(7L O2

2L C2 H6) =12 .25 L O2

3 .5 L C2 H6(7L O2

2L C2 H6) =12 .25 L O2

3 .5 L C2 H6(6 L H2O

2L C2 H6) = 10 . 5 L H2O


EJERCICIO GUÍA 10.Se hace arder 2L de propano (C3H8) medidos a 12oCy 740 mmHg. Calcular el volumen de O2

necesario para su combustión medido a 23oC y 750 mmHg.

La ecuación es:

C2H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O 2L V = ?

5nO2

1nC2H 8

=5 volumenesmolar O2

1volúmenmolaresC2H 8

2 LC2H 8( 5 LO2

1 LC2H 8)=10 LO2

Para calcular el nuevo volumen se aplica la ley combinada de los gases.

P1V 1T 2=P2V 2T 1

V 2=V 1( P1

P2)(T 2

T 1)

V 2=10 LO2(740mmHg750mmHg )( 296 K

285 K )V 2=10.25 LO2

EJERCICIOS PARA PERFECCIONAR LA DESTREZA EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS VOLUMEN – VOLUMEN.

Calcular el volumen de O2 medidos a 17oC y 752 mmHg, que se necesita para oxidar 50

litros de sulfuro de hidrógeno medidos a 23oC y 776 mmHg.

¿Cuántos litros del gas dióxido de nitrógeno medidos en condiciones normales pueden preparase a partir de 25l de monóxido de nitrógeno con suficiente volumen de oxígeno?

¿Cuántos litros de H2 serán necesarios para que reaccione un volumen de 3L gas nitrógeno (N2) y forme amoníaco?

Calcular el volumen de O2 en litros que se requieren para que se combustionen completamente 2.5L de propano (C3H8); además determine el volumen en litros del CO2 y H2O formados.

REACTIVO LÍMITE Y REACTIVO EN EXCESO.

REACTIVO LIMITANTE Y LÍMITES DE UNA REACCIÓN.

Según la ley de las proporciones definidas, dos elementos que se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen siempre en proporciones de peso definidas, constantes. Empero ocurre que al hacer la reacción generalmente no pesamos las cantidades estequiométricas de cada reactivo, sino que los mezclamos indiscriminadamente, por lo cual uno de ellos se consume totalmente y limita la formación de más productos.

Al reactivo que se consume totalmente en una reacción química, se llama reactivo limitante o reactivo límite; de el depende la cantidad máxima de producto que se

forma. Cuando la reacción cesa es por que el reactivo límite ha reaccionado hasta consumirse por completo.



El reactivo que sobra se llama reactivo en exceso o reactivo excedente.

RECUERDA.

Cuando para una reacción química, se tienen varias cantidades de reactivo, es preciso determinar cual es el reactivo límite, es decir, cual es el reactivo que

determina o limita la cantidad de producto que se puede obtener.

Si solo se da la cantidad de uno de los reactantes, este se considera el reactivo límite. Si al determinar el reactivo límite se encuentra que ambos reactivos están en proporciones estequiométricas, es indiferente tomar como base uno u otro.

PASOS PARA DETERMINAR EL REACTIVO LIMITANTE.

El reactivo limitante se lo determina por el cociente entre la cantidad problema y el peso fórmula de la ecuación balanceada de cada reactivo.

El cociente menor indica que es el reactivo limitante.

Con el siguiente ejercicio se explica paso a paso la determinación del reactivo límite., el excedente y los límites de la reacción.

EJERCICIO GUÍA 11.

Calcule cuantos gramos de fosfato de calcio se pueden producir a partir de la reacción entre 100g de carbonato de calcio y 70g de ácido fosfórico.

La ecuación es:

100.1g 98g 310g

3CaCO3 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3CO2 + 3H2O 100g 70g g = ?DETERMINANDO EL REACTIVO LÍMITE.

Como se anotó anteriormente el cociente menor indica la presencia del reactivo limitante: 0.333 es menor que 0.357; por tanto se deduce que los 100g de carbonato de calcio es el reactivo limitante.

DETERMINANDO LOS LÍMITES DE LA REACCIÓN.

Los límites de la reacción son:

100g CaCO3 y 65.26g H3PO4. Está en exceso el H3PO4:

¿Cuánto está en exceso?

70g H3PO4 - 65.26g H3PO4 = 4.74g H3PO4.

Para determinar la cantidad de fosfato de calcio solicitada, inicie con cualquiera de los límites y compare con los datos de los pesos fórmula de la reacción.

100 gCaCO3( 310 gCa3 (PO4 )2

300.3gCaCO3)=103.23 gC a3 (PO4 )2

O a partir del otro límite.

65.26 g H 3PO4( 310 gCa3 (PO4 )2

196≫H 3PO 4)=103.21gC a3 (PO 4 )2

Ejercicio propuesto 11.¿Cuántos gramos de fosfato de magnesio se producen por la reacción entre 25g de hidróxido de magnesio y 35g de ácido fosfórico?

EJERCICIO GUÍA 12.


100 g CaCO3

300 .3 g CaCO3

= 0 .333 g CaCO3

70 g H3 PO4

196 g H3PO4

= 0 .357g H3PO4


¿Cuántas moles de cloruro de plomo (II), puede obtenerse a partir de la reacción entre 20g de cloruro de fósforo (III) y 45g de fluoruro de plomo (II )?

La ecuación es:

245.18g/mol 137.32g/mol 3PbF2 + 2PCl3 = 2PF3 + 3PbCl2

45g 20g n?

La información es abundante y seguramente ustedes han leído, que para establecer el reactivo límite, se deben convertir los gramos a moles.

Con este ejercicio intento que ustedes vean otro proceso válido para resolver problemas de este tipo.

CONVIRTIENDO LOS GRAMOS A MOLES.

Para establecer el reactivo límite se calcúlale número de moles del producto requerido a partir de los moles de cada reactivo y la razón molar, así:

ENCONTRANDO EL REACTIVO LÍMITE.

Puesto que el reactivo límite es aquel que produce el menor número de moles del producto y, en este caso, el menor número de moles de cloruro de plomo (II) se produce a partir de 0.183 moles de fluoruro de plomo (II), este es el reactivo límite.

DETERMINANDO LOS LÍMITES DE LA REACCIÓN.

Los límites de la reacción son:

0.183 moles de PbF2 y 0.122 moles de PCl3. Está en exceso el : PCl3

¿Cuánto está en exceso?

0.145n PCl3 - 0.122n PCl3 n = 0.023n PCl3

Para determinar el número de moles solicitadas, inicie con cualquiera de los límites y compare con los datos de de la reacción.

O a partir del otro límite.

Ejercicio propuesto 12 Resuélvelo por el proceso que se acaba de explicar.¿Cuántos gramos de sulfato plumboso se forman con 25g de sulfuro plumboso y 8.3g de peróxido de hidrógeno?

EJERCICIOS PARA PERFECCIONAR LA DESTREZA EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS (REACTIVO LIMITANTE Y LÍMITES DE LA REACCIÓN).

Cuando se calienta cobre en presencia de azufre se produce sulfuro cuproso. ¿Cuánto sulfuro cuproso se produce a partir de 100g de Cu y 50g de S?

¿Cuántas moles de yoduro plumboso se pueden preparar al reaccionar 0.25 moles de nitrato plumboso con 0.62 moles de yoduro de sodio?


100 g CaCO3(196 g H3 PO 4

300 . 3g CaCO3) = 65 .26 g H3 PO 4

45 g PbF2 (1n PbF2

245 .18 g PbF2) = 0 .183 n PbF2

20 g PCl3(1n PCl3137 . 32g PCl3 ) = 0 .145n PCl3

0 .183n PbF2(3 n PbCl23n PbF2

) = 0 . 183n PbCl2

0 .145n PCl3(3 n PbCl22 PCl3 ) = 0.217n PbCl2

0 .183n PbF2 ( 2n PCl33 n PbF2

) = 0 .122n PCl3

0 .122n PCl3 (3n PbCl22 PCl3 ) = 0 . 183n PbCl2

0 .183n PbF2 ( 3n PbCl23 n PbF2

) = 0.183n PbCl2


La fosfina se obtiene al hidratar el fosfuro de calcio (Ca3P2). Al combinar 60g de fosfuro de calcio con 2.5 moles de agua, ¿Cuántos gramos de fosfina se obtienen? Rp 22.38g

¿Cuántas moles de yoduro plumboso se pueden preparar al reaccionar 0.25 moles de nitrato plumboso con 0.62 moles de yoduro de sodio? Rp.0.25 moles de PbI2

¿Cuántos gramos de fosfato de calcio pueden obtenerse mezclando una solución que contiene 5.00g de cloruro de calcio con otra que contiene 8.00g de fosfato de potasio?

PUREZA DE LOS REACTIVOS Y PRODUCTOS QUE INTERVIENEN EN UNA REACCIÓN.

En muchos casos, para llevar a cabo una reacción química, no se cuenta con los reactivos puros. Los materiales de partida están acompañados de impurezas; esto es particularmente cierto en los procesos industriales. Antes de Hacer los cálculos estequiométricos en estas reacciones, es preciso calcular la cantidad del reactivo puro que existe ya que las reacciones químicas suponen combinaciones entre sustancias completamente puras.

La pureza se expresa en porcentaje. El total de un mineral corresponde a 100g y el % a la sustancia pura, o componente principal.

ILUSTRACIÓN.

La piedra caliza contiene 80% de CaCO3, significa que el total de piedra caliza son 100g y de eso, 80g son de CaCO3.

TAMBIÉN una solución contiene 37.2% de HCl, significa que el total de la solución es 100g y la cantidad de HCl es 37.2g.

Sustancia pura + impurezas = 100%

EJERCICIO GUÍA 13.¿Cuántos gramos de amoníaco se obtienen al hacer reaccionar 40g de cloruro de amonio del

85% de pureza con suficiente hidróxido de calcio puro?.

La ecuación es:

40g 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O 85% g = ?

Ya que las reacciones químicas suponen combinaciones entre sustancias completamente puras; entonces calculamos los gramos de la sustancia pura así.

40 g NH 4Clm( 85g NH 4Cl p .

100g NH 4Clm . )=34 g p . NH 4Cl

INTERPRETACIÓN.- Esto significa que de los 40 g iniciales de cloruro de amonio, solamente 34g de NH4Cl son puros. Como ustedes ya conocen algunos procedimientos, voy aplicar el del FACTOR MOLAR O RAZÓN MOLAR.

34 g NH 4Cl( 1n . NH 4Cl

53.45 gNH 4Cl . )=0.63n NH 4Cl

De acuerdo a la ecuación 2n deNH4Cl producen 2n de NH3, por lo tanto, 0.63n de NH4Cl

producirán 0.63n de NH3. Puesto de otra forma.

0.63n NH 4Cl( 2n .NH 3

2n NH 4Cl . )=0.63n NH 3

Finalmente debemos encontrar la cantidad en gramos de NH3

0.63n NH 3(17 g . NH3

1nNH 3 . )=10.71g NH 3

El problema puede ser resuelto mediante el uso de los factores de conversión sucesivos de la siguiente manera.



40 g imp NH 4Cl( 85 g pu .NH 4Cl

100 g impNH 4Cl )(1nNH 4Cl

53.45g pu . NH 4Cl )

( 2nNH 3

2nNH 4Cl )(17g NH 3

1n NH 3)=10.81g N H 3

Ejercicio propuesto 13.Calcule la cantidad de sulfato de calcio que se puede obtener a partir de 150g de ácido sulfúrico al 98% que reacciona con suficiente cantidad de hidróxido de calcio.

EJERCICIO GUÍA 14Al calentar 200Kg de clorato de potasio al 78% de pureza se obtiene O2. ¿Qué volumen de O2

se podrá obtener a 20oC y 700 torr?La ecuación es: 200Kg 2KClO3 = 2KCl + 3O2

78% V = ?244.84Kg 95.94Kg

Para aplicar la ecuación de estado debemos transformar las unidades, así:

61.128 KgO2( 1000 gO2

1Kg02)=61128 gO2

700 torr ( 1atm760 torr )=0.92atm

VP=nRT

VP=( mM )RTV=mRT

PM

V=(61128 gO2 )(0.082

atm x Lmol x K )293K

(0.92atm )(31.98g

mol )

V=(1468661.32 L )

29.42=49920.50 L

Ejercicio propuesto14.Si reacciona 30g de dióxido de manganeso al 70% con suficiente cantidad de ácido clorhídrico. ¿Cuántos litros de cloro se pueden obtener en condiciones normales de temperatura y presión? Rp = 5.40L Cl2

EJERCICIO GUÍA 15Por acción de un exceso de sosa sobre 10.256g de una muestra de sulfato amónico se desprenden 3.62L de amoníaco, medidos a 18oC y 745 mmHg. Hallar la pureza del sulfato amónico.

La ecuación es:

m=10.256g 3.62L 18 oC y 745 mmHg(NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O132.15gP=?Transformamos unidades.

745mmHg( 1atm760mmHg )=0.9802atm

18℃( 1K1℃ )+273=291K

Encontramos las moles de amoníaco puesto que tenemos datos para hacerlo.

VP=nRT

n=( PVRT )n=( PVRT )


200 Kg KClO3 (78 Kg KClO3

100 Kg KClO3)(95 .94 Kg O2

244 .84 Kg KClO3)

61 .128 Kg O2


n=[ (0.9802atm ) (3.62 L )

(0.082atmx Lmol x K )(291 K ) ]=0.148n N H 3

Ahora establezco la relación en la reacción mediante el uso de factores de conversión sucesivos.

0.148n N H 3( 1n (NH 4 )2SO4

2n N H 3)( 132.15 g (NH 4 )2SO4

1n (NH 4 )2SO4)=9.77 g (NH 4 )2SO4 puro

La pureza se puede encontrar aplicando la siguiente fórmula:

%Pureza=( pesodel compuesto puropesodel compuestoimpuro )100

%Pureza=( 9.77 g (NH 4 )2SO4

10.256 g (NH 4 )2SO4)100

%Pureza=95.26 (NH 4 )2SO 4

Ejercicio propuesto 15.El fósforo se obtiene en la industria calentando en un horno eléctrico una mezcla de fosfato de calcio (o fosforita), arena cuarzosa y coque, según la ecuación:

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C = CaSiO3 + CO + P4

En cierta operación, partiendo de 200g de fosforita se obtuvieron 30g de fósforo. ¿Cuál era la pureza de la fosforita utilizada? Rp. 75%

EJERCICIO GUÍA 16¿Cuántos gramos de ácido nítrico del 70% se obtienen con 75g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con ácido sulfúrico suficiente?

La ecuación es:

75g al 95% 70%

KNO3 + H2SO4 = HNO3 + KHSO4

101g g = ? 95%

Como se anotó anteriormente, antes de hacer los cálculos estequiométricos en estas reacciones, es preciso calcular la cantidad del reactivo puro que existe, ya que las reacciones químicas suponen combinaciones entre sustancias completamente puras; entonces calculamos los gramos de la sustancia pura así.

75 g KNO3imp .( 95g KNO3 p .

100 g KNO3 imp . )=71.25 g KNO3 p

En esta ocasión resuelvo el ejercicio por el método de las proporciones, el mismo que se basa en los gramos.

71.25 g KNO3 p .( 63 g HNO3

101 gKN O3 p . )=43.73 g HNO3

Según el problema, el HNO3 no es puro, debe pesar más (sustancia pura más impurezas = 100%). Por tanto.

43.73 g HNO3 p .( 100g N O3imp .

70g HN O3 p . )=62.47 g N O3imp .

Ejercicio propuesto 16.La mayor parte del ácido clorhídrico comercial se prepara calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado. ¿Cuánto ácido sulfúrico al 90% en peso se necesitará para producir 1000 Kg de ácido clorhídrico concentrado, al 42% de ácido clorhídrico en peso? Rp. 628 Kg sol.

EJERCICIO GUÍA 17.Calcule la masa de sulfato de calcio que contiene 150g de solución de sulfato de calcio al 12%.

150 gs ol .CaSO4( 12g sol .CaS04

100 gsol .CaS04)=18g sol .CaSO 4



Ejercicio propuesto 17.¿Cuál es la masa de cloruro de sodio que contiene 250 g de solución al 15%?

EJERCICIOS PARA PERFECCIONAR LA DESTREZA EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS DE PUREZA.

¿Cuántos gramos de ácido fluorhídrico se pueden obtener a partir de 200g de fluoruro de calcio de 90% de pureza?

¿Cuántos gramos de clorato de potasio de 80% de pureza se requieren para obtener 128g de oxígeno?

¿Cuántos gramos de ácido nítrico se obtienen con 75g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con ácido sulfúrico suficiente?

¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se pueden producir a partir de 750 gramos de cloruro de sodio del 88% de pureza?

Una muestra impura de 1.2048 g de carbonato de sodio se disuelve y se deja reaccionar con una solución de cloruro de calcio. Después de la precipitación, filtración y secado, se encontró que el carbonato de calcio resultante pesa 1.0262 g. Suponiendo que las impurezas no contribuyen al peso del precipitado, calcúlese la pureza porcentual del carbonato de sodio. Rp. 90,20%

15.3 cc de H2SO4 al 19.2 % en peso y densidad de 1.132 g/mL reacciona con NaNO3. ¿Qué cantidad de HNO3 se obtendrá de la reacción?

Calcular la cantidad de un sulfuro ferroso de

90.6% en FeS que se necesita para obtener, mediante ácido sulfúrico diluido, 2 litros de sulfuro de hidrógeno medidos a 23 oC y 765 mm Hg.

Cinco g de acido muriático o espíritu de sal (HCl) al 20% de ácido clorhídrico, reacciona con suficiente cantidad de Zn. ¿Qué

cantidad de cloruro de zinc se obtendrá al 30% de pureza? Rp. 6.23 g ZnCl2.

RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.RENDIMIENTO TEÓRICO Y RENDIMIENTO REAL.

En una reacción química debemos considerar, el rendimiento o producido teórico, y también el rendimiento o producido real.

RENDIMIENTO TEÓRICO.Es la cantidad máxima de un producto, que se puede obtener a partir de una cantidad del reactante límite con basa a una ecuación química balanceada.

Por muchas razones la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria, en una reacción química, puede ser menor que la cantidad teórica posible. Algunas de las razones son las siguientes:

1.- Falta de cuidado al manipular el producto obtenido.

2.- Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo, la temperatura o presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso.

3.- La separación del producto deseado de la mezcla de la reacción es difícil y no todo el producto logra aislarse.

4.- En algunos casos, un conjunto particular de reactivos da lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos indeseables a demás de los deseados.

5.- La calidad o pureza de las materias no es óptima.

RENDIMIENTO REAL. Es la cantidad real de un producto que se obtiene y que es menor que el rendimiento teórico.

El rendimiento o eficiencia es la relación entre el producto real y el producto teórico, que se da en porcentaje.



% derendimiento=( Rendimiento realrendimiento teórico )100

Ten presente:% de rendimiento, eficiencia de la reacción, rendimiento y eficiencia es lo mismo.

EJERCICIO GUÍA 18En una experiencia al reaccionar 29g de carbonato de sodio con exceso de hidróxido de calcio, se obtienen 25.7g de carbonato de calcio. ¿Cuál fue el rendimiento de la reacción?

La ecuación es:

29g 25.7g (%R =?)Na2CO3 + ca(OH)2 = CaCO3 + 2Na(OH)105.96g 100.07

Cuando el rendimiento es del 100% se producen, 27.38g CaCO3, si solo se produjeron 25.7g CaCO3, ello significa que el rendimiento fue menor (a mayor rendimiento mayor producto).

Ejercicio propuesto 18.Por oxidación de 36g de amoníaco se obtiene 50.82g de óxido nítrico. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? Rp = 80%

EJERCICIO GUÍA 19.El hidróxido de sodio o soda cáustica se obtiene por la acción del carbonato de sodio sobre el hidróxido de calcio. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se pueden obtener con 120g de carbonato de sodio del 80% de pureza, si la eficiencia de la reacción es del 90%?

La ecuación es:

120g (80%) g=? (R=90%)Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2Na(OH) + CaCO3

105.96g 39.98g

Este tipo de ejercicios incluye pureza y rendimiento, por lo tanto, primero calculamos la cantidad de sustancia pura y luego el rendimiento porcentual. Calculamos los gramos de Na2CO3 puro en los 120g.

120 gNa2CO3m( 80g Na2CO3 p

10 0 g Na2CO3m )=96 g Na2CO3 p

Ahora encontramos el rendimiento teórico.

96 g Na2CO3( 79.96 g NaOH105.96 g Na2CO3

)=72.44 g NaOH

Con el siguiente procedimiento encontramos el producto real.

Si la eficiencia fuera del 100% se producirían 72.44g Na(OH), sin embargo como la eficiencia fue apenas del 90%, se obtuvo menos Na(OH) (relación directa).

100% 72.44 NaOH

90% X NaOH

(100 % ) ( X NaOH )=(90 % ) (72.44 NaOH )

(X NaOH )=(90 %)(72.44 NaOH )100 %

=65.19

Puesto de otra forma.

APLICANDO LA FÓRMULA

%R=( Producto realProducto teórico )100

Producto real=( 72.44 g NaOH (90 % )100% )=65.19 g NaOH



29 g Na2CO 3(100 . 07 g CaCO3

105 . 96 g Na2CO 3) = 27 . 38g CaCO3

% de R = 25 .7 g27 .38 g

(100 ) = 93. 86 %


En la descomposición térmica de 42g de peróxido de bario, Cuántos g de óxido de bario se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 86%. Rp = 32.72g BaO.

EJERCICIO GUÍA 20.Se produce la reacción de 30g de hidróxido de calcio con 50 g de ácido fosfórico ¿Cuántos g de fosfato de calcio pueden producirse? ¿Cuál es el exceso de reactivo en la reacción? Si en realidad se obtienen 40.2 g de fosfato de calcio ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento?

97.93g 74.06g 310.1g 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

50g 30g g=? 40.2g %?

Calculando el reactivo límite.

H 3PO 4=( 50195.86 )=0.255

Ca (OH )2=( 30222.18 )=0.135

El reactivo límite son los 30g de Ca(OH)2

Determinando los límites de la reacción.

30 gCa (OH )2=( 195.86 g H 3PO4

222.18 gCa (OH )2 )=26.44 g H 3 PO4

Los límites de la reacción son: los 30g de Ca(OH)2 y los 26.44g de H3PO4

Determinando el exceso.

50g de H3PO4 - 26.44g de H3PO4 = 23.56 H3PO4

El exceso lo constituyen los 23.56 H3PO4

Encontrando los gramos de fosfato de calcio.

30 gCa (OH )2=( 310.1 gCa3 (PO4 )2222.18 gCa (OH )2 )=41.87 gCa3 (PO4 )2

Determinando el porcentaje de rendimiento.

%Rendimiento=( R .RealR .Teórico )100

%Rendimiento=( 40,2gCa3 (PO 4 )241.87gCa3 (PO4 )2 )100=96..01 %Ca3 (PO4 )2

EJERCICIO GUÍA 21Calcule el rendimiento teórico del tricloruro de aluminio para la reacción de 3 moles de Al en la siguiente ecuación.

Al + Cl2 = AlCl3

Primero debemos igualar la ecuación. 133.5g2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

3n R.T = ?

Para resolver este ejercicio debemos recordar la información de la página 6, referida al reactivo límite, que dice: Si solo se da la cantidad de uno de los reactantes, este se considera el reactivo límite.

3n Al=( 2n AlCl3

2n Al )( 133.5g AlCl3

1n AlCl3 )=400.5g AlCl3

Ejercicio propuesto 20.El plomo y el ácido sulfhídrico reaccionan para producir sulfuro plumboso e hidrógeno.¿Cuál es el rendimiento teórico del sulfuro plumboso al hacer reaccionar 0.4 gramos de ácido sulfhídrico y 2.0 g de Pb?

MISCELÁNEA PARA PERFECCIONAR LA DESTREZA EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS REFERIDOS A REACTIVO LÍMITE, PUREZA Y RENDIMIENTO.

Una muestra de 15.6g de benceno C6H6

reacciona con ácido nítrico en exceso. Si se aíslan 18g de nitrobenceno C6H5NO2.¿Cuál es el rendimiento porcentual del nitrobenceno en esta reacción? Considere también la formación de agua en la reacción.



¿Cuántos Kg de ácido clorhídrico se pueden obtener a partir de 50Kg de cloruro de sodio del 68% de pureza si la eficiencia de la reacción es del 82%?

¿Qué cantidad de cal viva (CaO) al 80% de óxido de calcio se podrá obtener al calcinar 25g de carbonato de calcio? Rp. 17.5 g CaO (m)

Calcular la cantidad de ácido sulfhídrico que se forma cuando 4 g de sulfuro ferroso al 38% de pureza es tratado con ácido clorhídrico en exceso. El rendimiento del ácido sulfhídrico es de 90%.Rp. 0.65g H2S (m)

En un proceso se adiciona ácido sulfúrico a 15 g de Zn. ¿Cuántas moles y gramos de H2

se producen si la eficiencia de la reacción es del 95%? Rp. 0.21 moles y 0.43 g de H2

¿Cuántos g de wolframio se pueden obtener al tratar 12 g de óxido de wolframio con 0.5 g de H2? Determine los límites de la reacción.

Si realmente se obtienen 9 g de wolframio ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento? Rp 12 g WO3; 0.31 g H2; 9.52 g W; 94.54%.

Cuando se hacen reaccionar 70 g de hidróxido de calcio con 108 g de ácido fosfórico, se obtiene 90.4 g de fosfato de calcio. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?


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