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- 1. 1 Química 2012 Clase Nº 11 Estequiometría Profesor: Antonio Huamán
- 2. 2 Concepto Es aquella parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la masa, volumen, moles etc, de los componentes de una reacción química. Dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas pueden ser ponderales y / o volumétricas. La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas. Jeremias Benjamin Richter. Estequiometría, del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) Nota:
- 3. 3 Leyes Ponderales Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio de las masas de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más sustancias químicas. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son: 1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Fue planteada por el químico frances Antoine Lavoiser (1743 – 1794) considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. A. Lavoisier
- 4. 4 Ejemplo: Se cumple: masas (react.) masas produc. Síntesis del agua Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántos gramos de oxigeno se producen al calentar un kilogramo de perclorato de potasio, que se descompone para formar cloruro de potasio y oxigeno? P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 ) KClO4 KCl + 2O2 A) 522,43g B) 462,09g C)130,62g D) 39,20g E) 261,32g Solución:
- 5. 5 2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust (1748 – 1822); establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reacción. J.L Proust
- 6. 6 Ejemplo: 10,0 g Cu 5,06 g S + 15,06 g CuS 10,0 g Cu 7,06 g S + 15,06 g CuS 2,00 g S + 20,0 g Cu 5,06 g S + + 15,06 g CuS 10,0 g Cu Cu + S CuS Observación: De la ecuación: 10 g de Cu se requieren para reaccionar con 5,06g y producir 15,06 g de CuS . Si se combina 10 g de Cu con 7,06 g de S se observa que las masas de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación estequiométrica.
- 7. 7 Conceptos Importantes Reactivo Limitante (R.L.): Es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométrica por lo tanto se agota o se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s) formado(s). El reactivo en exceso (R.E.): Es aquel reactante que interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto sobra (exceso) al finalizar la reacción. Ejemplo: (UNMSM-2000) 2Na + S Na2S. Si la anterior es la ecuación de la reacción del sodio (P.A=23) con el azufre (P.A=32), la reacción de 46g de sodio con 46g de azufre dará una masa de sulfuro de sodio igual a : A) 39g B) 55g C) 46g D) 78g E) 92g Solución:
- 8. 8 3. LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES Fue enunciada por el químico Ingles John Dalton (1766 – 1844); establece si dos sustancias simples reaccionan para generar dos o más sustancias de una misma función química, se observará que mientras que la masa de uno de ellos es constante, la masa del otro varía en relación de números enteros y sencillos. J. Dalton
- 9. 9 4. LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS Fue enunciada por Wenzel – Richter, establece si las masas de las sustancias A y B pueden reaccionar separadamente con la misma masa de una tercera sustancia “C” , entonces si A y B reaccionan juntos, lo harán con la misma masa con que reaccionan con “C” o con masas, múltiplos o submúltiplos, a la mencionada. Ejemplo:
- 10. 10 Reacción (1) 1 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 2g 71g Reacción (2) 2 Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) 46g 71g Conclusión 1 H2(g) + 2Na(s) 2NaH(s) 2g 46g Leyes Volumétricas Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay – Lussac (1778 – 1850), quién investigando las reacciones de los gases determino: “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos”. J.L Gay - Lussac
- 11. 11 Ejemplo: Ecuación química 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Relación molar 1 mol 3 mol 2 mol 1 vol 3 vol 2 vol Relación volumétrica 5L 15L 10L 20mL 2 3 1 3 2 2 NH H N V V V Para la reacción se cumple: Ejemplo: (UNMSM-2000) Para la obtención de 20L de gas amoniaco NH3 se requiere: A) 5L H2, 15L N2 B) 10L H2, 10L N2 C) 10L H2, 20L N2 D) 15L H2, 5L N2 E) 30L H2, 10L N2 Solución:
- 12. 12 PORCENTAJE DE PUREZA DE UN MUESTRA QUÍMICA Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. Cantidad de sustancia pura % Pureza x100 Cantidad de muestra impura
- 13. 13 Ejemplo: (UNMSM-2004-II) ¿Cuántas moles de dióxido de carbono se produce, si 375g de CaCO3 con 80% de pureza se descompone según la reacción CaCO3 CaO + CO2 P.A( Ca=40; C=12; O=16 ) A) 3,75 B) 3,00 C) 3,20 D) 3,55 E) 2,95 Solución:
- 14. 14 Ejemplo: (UNMSM-2011-II) Se hace reaccionar 20g de NaNO3, cuya pureza es 75% con suficiente cantidad de H2SO4, según la ecuación: 2NaNO3 + H2SO4 Na2SO4 + 2HNO3 Calcule el peso de HNO3 producido. Datos: P.F( HNO3=63 g/mol; NaNO3= 85g/mol) A) 14,8g B) 11,1g C)22,2g D) 13,9g E) 18,5g Solución:
- 15. 15 PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA DE UNA REACCIÓN (%R) Rendimiento teórico.- Es el máximo rendimiento que puede obtenerse cuando los reactantes dan solamente producto; la cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos estequiométricos de rendimientos teóricos. Rendimiento Real.- Es la cantidad obtenida de un producto en la practica cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100% de una determinada sustancia, pero por diversos factores como presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc; este porcentaje se reduce. El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la reacción y se define como: Cantidad real % R x 100 Cantidad teórica
- 16. 16 Ejemplo: (UNMSM-2004-I) A partir de 0,303g de KClO3 se ha obtenido 0,1g de O2. Calcular el porcentaje de rendimiento de la reacción: 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 P.A( K=39; Cl=35,5; O=16 ) A) 84,2% B) 64,0% C) 94,0% D) 74,2% E) 32,0% Solución: