Estequiometría - Teoría y ejercicios resueltos 1

ESTEQUIOMETRÍA - TEORÍA Y EJERCICIOS RESUELTOS

En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos a la izquierda y las de los productos a la derecha separados por una flecha:

En una reacción química la masa permanece constante (Ley de Conservación de la Masa o Ley de Lavoisier). El número de átomos de cada elemento tiene que ser igual en los reactivos y en los productos. Se llama ajuste a la averiguación del número de moles de reactivos y productos. ¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse los subíndices de las fórmulas de reactivos o productos, sólo podemos multipliclar cada compunesto clocando un número (coeficiente) delante de los compuestos. MÉTODOS DE AJUSTE: 1. Tanteo (en reacciones sencillas). 2. Algebraicamente (en reacciones más complejas) resolviendo un sistema de ecuaciones.

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ƴƴÇƴǤƵ procedimiento será quizá s má s largo, pero nos dará una visió n má s fá cil del problema. Para ello es fundamental saber convertir la masa en Moles,los moles en volumen y viceversa.

Conversión masa en moles y moles en masa La realizaremos sabiendo la equivalencia entre moles y masa. La masa de un mol es igual a la masa molecular del compuesto.

Conversión volumen en moles y moles en volumen

La realizaremos sabiendo la equivalencia entre moles y volmen para los gases. Tenemos dos casos.  A.1) en condiciones normales (25ºC y 1 atm.) 1 mol equivale a 22,4 L   A.2) otras condiciones. Usaremos la ley de los gases ideales. PV = nRT.

Para el caso de disoluciones usaremos la fórmula de la molaridad.

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Para la realizació n de los ejercicios, solamente deberemos calcular los moles con los datos aportados y mediante proporciones o reglas de tresCorbera d'Ebre calcularlo mole pero comportá ndote

2. Problemas con % Cuando en nuestro problema alguno de los compuestos no sea puro, nos darán su % de pureza. Tenemos dos casos a la hora de realizar el problema. 2.1 Nos dan la cantidad de sustancia y su pureza (%). En este caso lo primero que debemos hacer es calcular la cantidad de sutancia pura, para ello calcularemos el %, esto es, debemos multiplicar la cantidad dada por el % y dividir entre 100. EJEMPLO: Tenemos 150 gramos de HCl al 40% ....

2.2 Nos dan el % y nos piden la cantidad de sustancia. En este caso lo primero que debemos hacer es calcular la cantidad de sutancia pura que necesitaríamos, ara ello utilizaremos los coeficientes estequiométricos, y mediente proporciones calcularemos dicha cantidad. Cuando sepamos la cantidad de sustana pura necesaria, que será el % del todo necesario, calcularemos el 100% de sustancia a usar. Esto es, multplicaremos por 100 y dividimos por el %. EJEMPLO: ¿Qué cantidad de HCl al 40% neceitamos para obtener 3 moles de Hidrógeno?.

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3. Problemas con Rendimiento

3.1 Nos dan la cantidad de reactivos y el rendimiento (%). En este caso, cuando necesitemos calcular cantiades de productos, lo primero que debemos hacer es calcular la cantidad de sutancia teória esperada mediante los coeficientes estequiométricos. Una vez calculados, obtendremos la cantidad real multiplicando la cantidad de producto calculado por el % de rendimiento y dividiremos entre 100. EJEMPLO: Tenemos 142 gramos de HCl. Calcular la cantidad de Hidrógeno desprendido si el rendimientos es del 70%.

3.2 Nos dan el % de rendimiento y cantidad de produtos y nos piden la cantidad de reactivos. En este caso lo primero que debemos hacer es calcular la cantidad de productos que deberíamos haber  obtenido teóricamente. Para ello multplicaremos por 100 y dividimos por el % de rendimiento. Después utilizaremos los coeficientes estequiométricos, y mediente proporciones calcularemos la cantidad de reactivos necesaia. . EJEMPLO: ¿Qué cantidad de HCl necesitamos para obtener 3 moles de Hidrógeno si el rendimiento de la reacción es del 60% ?.

Ejercicios con reactivo limitante. Cuando nos den cantidades de dos o más reactivos, debemos calcular si alguno de los dos está en menor proporción. Para ello calcularemos los moles de cada uno de los reactivos, y compararemos su roporción con los coeficientes estequiométricos. El que esté en menor proporción será el limitante, y el otro estará en exceso.

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Problema: En un alto horno, el mineral de hierro, Fe2O3, se convierte en hierro mediante la reacción: Fe2O3 (s) + CO (g) -----> Fe (l) + CO2 (g) a) ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro? b) ¿Cuántos litros de CO2 se desprenden por cada 20 moles de hierro formado en condiciones normales? c) ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono serán necesarios para producir los 20 moles de hierro?

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Como la proporción es 1:1, entonces el limitante será el cloruro que está en menor proporción.

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Problema: Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C 12H 22O11 . Cuando reacciona con el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348’9 kJ/mol, a la presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de Oxígeno en 24 horas. Con esta cantidad de oxigeno: a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?. b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión? Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. Ejercicios Selectividad QUÍMICA. 2001. JUNIO

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Problema: El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Calcula: a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución de nitrato de plata 0,5 M y de 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0,4 M. b) Los gramos del reactivo en exceso. DATOS: M(O) = 16 u; M(Na) = 23 u; M(N) = 14; M(Cl) = 35,5 u; M(Ag) = 108 u.

NaCl + AgNO3

→

AgCl + NaNO3

La reacción esta ajustada. La estequiometría indica que 1 mol de NaCl reacciona con un mol de  AgNO3. Calculando los moles de NaCl y AgNO3 en sus respectivas disoluciones, puede conocerse si la reacción es completa o hay algún reactivo en exceso. Los moles de cada una de las sales son: n(NaCl) = M · V = 0,4 moles / L · 0,1 L = 0,04 moles de NaCl; n(AgNO3) = M · V = 0,5 moles / L · 0,1 L = 0,05 moles de AgNO3. Por ser el reactivo limitante, el que se encuentra por defecto, el NaCl, los moles de NaCl se gastan completamente eaccionad con 0,04 moles de AgNO3,, sobrando 0,01 moles de AgNO3. Como la proporción de moles entre NaCl y AgCl es 1:1, se formarán también 0,4 moes de AgCl. Multiplicando los moles de AgCl obtenidos por la masa molar del compuesto, se obtienen los gramos de cloruro de plata: 0,04 moles AgCl · 143, 5 g/mol = 5,74 g de AgCl. b) Del mismo modo, multiplicando los moles de AgNO3 sobrantes por el factor de conversión gramos-mol, se obtienen los gramos de AgNO3: 0,01 moles AgNO3 · 170 g/mol AgNO = 1,7 g de AgNO3. Resultado: a) 5,74 g AgCl; b) 1,7 g de AgNO3.

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Problemas: Dados los compuestos orgánicos; CH3OH, CH3CH = CH2 y CH3CH = CHCH3, ¿Cuales presentan isomería geométrica?

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