ESTEQUIOMETRIA (1)

“ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO”

“FACULTAD DE CIENCIAS PECUARIAS’

“ESCUELA DE INGENIERÍA ZOOTÉCNICA”

Nombre: Lenin Alexander Córdova Arévalo.

Curso: Primero “B”

Código: 3652

Facilitador: Ing. Guido Brito.

Fecha: 1 de agosto de 2012

ESTEQUIOMETRIA

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

1. Deducir las razones molares existentes entre cada par de sustancias participantes en una reacción, a partir de los coeficientes de la ecuación balanceada.

2. Calcular el número de moles o de gramos de cualquier sustancia participante en una reacción, partiendo del número de moles o de gramos de otra de las sustancias.

3. Identificar el reactivo limitante de una reacción, y reconocer las implicaciones de este concepto.

4. Adaptar los cálculos estequiometricos teóricos a situaciones en la que se trabaje con sustancias impuras o con rendimientos menores del ciento por ciento.

5. Efectuar cálculos masa a volumen o volumen a volumen para reacciones en las que participan sustancias gaseosas.

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS

Tres importantes interrogantes pueden plantearse acerca de una reacción química:

¿Qué cantidad de los productos puede obtenerse a partir de una cantidad dada de los reaccionantes?

¿Qué cantidad de los reaccionantes se requiere para obtener una cantidad dad de los productos?

¿Qué cantidad de uno de los reaccionantes se necesita para reaccionar exactamente con una cantidad dad de otro reaccionante?

La base para resolver estos interrogantes es la ecuación química que, recordemos, nos indica:

a. La naturaleza de reaccionantes y productos, por medio de sus formulas.b. La proporción relativa en que ellos participan, por medio de sus coeficientes.

Ing. Guido Brito Página 1

La proporción relativa que existe entre reaccionantes y productos en una reacción química se conoce como estequiometria de la reacción (del griego, stoicheion: elemento y metrion: medida).

La estequiometria es asi la herramienta de que nos veamos para resolver los problemas numéricos relacionados con las ecuaciones, específicamente, para dar respuesta a los 3 interrogantes que planteamos al principio.

En efecto, los coeficientes de una ecuación nos permiten expresar la relación estequiometria existente entre cualquier par de sustancias involucradas en una reacción. Esta relación se conoce como Razón molar. Por ejemplo, para la reacción de síntesis del amoniaco:

N2 + 3H 2 = 2NH 3

La ecuación nos indica que:

1 mol de N2 produce 2 moles de NH3 3 moles de H2 producen 2 moles de NH3 1 mol de N2 reacciona con 3 moles de H2

La primera de estas relaciones podemos expresarla por medio de una de las siguientes razones molares:

(2moles N H 3

1mol N2

) o inversamente 1mol N2

2moles N H 3

De manera similar, de la segunda relación obtenemos:

2moles N H 3

3moles H 2

o inversamente 3moles H 2

2moles N H 3

Y de la tercera:

3moles H 2

1mol N2

o inversamente 1mol N2

3moles H 2

Estas seis razones molares son los factores de conversión que nos permiten pasar de una sustancia a otra en la resolución de problemas numéricos.

EJEMPLO 11 -1

¿Cuantas moles de amoniaco se forman cuando 306 moles de hidrogeno reaccionan con nitrógeno?. de acuerdo con la ecuación:

N2 + 3H 2 = 2NH 3

SOLUCIÓN:


Este enunciado puede esquematizarse de la siguiente manera:

CANTIDAD DADA 306 MOLES DE H2

Como se trata de pasar de moles de H 2 a moles de NH 3 , el factor de conversión apropiada es la razón molar que relaciona estas dos sustancias, con la dad es el denominador:

2moles de N N3

3molesde H 2

Multiplicando las moles de H 2 dadas por esta razón, obtenemos las moles de NH 3 , veamos:

306 moles H 2 2moles NH3

3moles H 2

= 204 moles de NH 3

Nótese que la razón molar inversa ( 3 moles de H 2/ moles NH 3 ), no es aplicable en este caso

pues no permitiría la cancelación de las moles de H 2.

Respuesta:

A partir de 306 moles de hidrogeno se obtiene 204 moles de amoniaco.

EJEMPLO 11 – 2

¿Cuántas moles de oxigeno se requieren para producir 586 moles de agua? , según la ecuación.

2H 2 + O2 = 2H 2O

SOLUCIÓN:

Teniendo en cuenta que el factor de conversión es la razón molar, el esquema general para el problema es:

xi molO2

2moles H 2O =

En consecuencia:

586 moles H 2O imolO2

2moles H 2O = 293 moles O2

RESPUESTA:


Cantidad deseada

Moles de NH 3

Cantidad deseada

Moles de O2

Cantidad dada

586 moles de H 2O

Para producir 586 moles de agua se requieren 293 moles de oxigeno.

CÁLCULOS MASA MASA

Estos cálculos son aquellos en que la cantidad dad y la cantidad requerida o deseada están expresados en términos de masa, comúnmente en gramos.

Si conocemos las formulas de las especies involucradas en una reacción, podemos determinar fácilmente su masa molar, que es el factor de conversión que nos permite pasar del número de gramos de una especie al número de moles de dicha especie, o viceversa (V. Ej. 3 – 10). Conociendo el número de moles, los cálculos se continúan de la manera ilustrada en los ejemplos anteriores.

En síntesis, el esquema general en estos casos es:

Sustancia dada

Masa molesEn g

EJEMPLO 11 – 4:

En la producción del aluminio se parte de oxido de aluminio, Al2O3 , obtenido, a su vez, del mineral bauxita. El oxido de aluminio se reduce con carbón (Uno de los agentes reductores más empleados en la industria metalúrgica) Según la ecuación:

2 Al2O3 + 3 C = 4 AL + 3CO2

¿Cuántos gramos de aluminio se pueden obtener a partir de 2040 g de Al2O3?

SOLUCIÓN:

En primer termino es necesario hallar las masas molares de Al y Al2O3 lo cual logramos a partir de los pesos atómicos apropiados:

Masa molar de Al: 27 g / mol (Sustancia deseada)

Masa molar de Al2O3 : 102 g / mol (Sustancia dada)

Apliquemos ahora el esquema general, paso a paso:


Sustancia deseada

moles masa en g

1. Conversión de gramos a moles de la sustancia dada, Al2O3 .

2040 g Al2O3 + imol AL2O3

102G AL2O3

= 20 moles Al2O3

(Obsérvese la manera de expresar la masa molar como factor de conversión).

2. Conversión de moles de sustancia dad a moles de sustancia deseada. Para esto requerimos la razón molar que nos lleve de Al2O3(sustancia dada en el denominador) A AL ( Sustancia deseada en el numerador) . Es decir:

4moles Al2moles AL2O3

En consecuencia:

20 moles Al2O3 x 4moles Al

2moles AL2O3 = 40 moles Al

3. Conversión de moles a gramos de la sustancia deseada. Al

40 moles Al x 27gramos Al1mol Al

= 1080 g Al

Las tres etapas se pueden reunir en un solo calculo, como se ilustra a continuación:

2040 g Al2O3 x 1mol AL2O3

102G AL2O3

x 4moles Al

2moles AL2O3 x 27gramos Al1mol Al

= 1080 g Al

Un buen chequeo se logra al constatar que las unidades se cancelan apropiadamente.

RESPUESTA:

A partir de 2040 g de Al2O3 se obtienen 1080 g de Al .

a) En la producción de bismuto se parte del bismutoBi203 , obtenido, a su vez, del mineral bauxita. El oxido de bismuto se reduce con carbón (Uno de los agentes reductores empleados para la industria metalúrgica) según la ecuación:

2Bi203+3C=4 Bi+3CO2

¿Cuántos gramos de bismuto se pueden obtener a partir de 1400 g de Bi203?

1400 g Bi203 x 1mol Bi20369.64 gBi203

= 20,103 moles Bi203

b) El germanio, se obtiene mediante la siguiente reacción:

GeCl4+2Mg=2MgCl2+Si


¿Cuántos kilogramos de magnesio se requieren para reaccionar con 15 kg de GeCl4?

214,428

Cantidad de partida = 15 kg GeCl4x 1000g1kg

= 15000 g GeCl4

Ahora si;

15000 g GeCl4 x 1molGeCl4

214,428gGeCl4 x 2moles de Mg1molGeCl4

x 24,3g Mg1mol Mg

= 3399,742 g Mg

RESPUESTA:

Para reaccionar con 15000 hg de GeCl4 se requieren 3399,742 kg de magnesio .

c) En la producción del disprosio se parte del oxido de disprosio,Dy2O3 , obtenido, a su vez, del mineral bauxita. El oxido de disprosio se reduce con carbón según la ecuación:

2Dy2O3+3C=4 Al+3CO2

¿Cuántos gramos de disprosio se pueden obtener a partir de 2345 g de Dy2O3?

2345 g Dy2O3 x1mol Dy2O3

372,92Dy2O3

= 6,28 Dy2O3

6,28 moles Dy2O3 x 4moles Dy2moles Dy2O3

=12,56moles Dy

12,56 moles Dy x 162,46g Dy1mol Dy

=2040 ,49g Dy

EJEMPLO 11 – 5

El acido acetilsalicílico o aspirina, C9H 8O4 es un analgésico extensamente utilizado. Se

prepara por reacción entre el acido salicílico C7H 6O3, y el anhídrido acético, C4 H 6O3 , de acuerdo con la ecuación :

C7H 6O3 + C4 H 6O3 = C9H 8O4 + HC2 H 3O2

¿Cuántos gramos de acido salicílico se requieren para preparar una tableta de aspirina, si esta contiene 0,324 g de aspirina pura?.

SOLUCIÓN:

Primero averiguamos las masas molares y luego aplicamos el esquema general de calculo.

Masa molar de C7H 6O3 : 138 g / mol (Sustancia deseada).


Masa molar de C9H 8O4 : 180 g / mol (Sustancia dada).

Cantidad dada ( o de partida ): 0,324 g de aspirina pura ( que hay en una tableta).

Entonces:

0,324 g C9H 8O4 x 1molC9 H 8O 4

180 gC9 H 804 x

1molC7 H 6O3

1molC9H 804 x

138gC7H 6O3

1molC7 H 603 = 0,248 g

C7H 6O3

RESPUESTA:

Para preparar 0,324 g de aspirina pura se requieren 0,248 g de acido salicílico.

EJEMPLO 11- 6

El silicio, elemento que se emplea en la fabricación de numerosos dispositivos electrónicos, se obtiene mediante la siguiente reacción:

SiCl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Si

¿Cuántos kilogramos de magnesio se requieren para reaccionar con 13.5 Kg de SiCl4?

SOLUCIÓN:

Nuevamente, lo primero es hallar las masas molares de las sustancias dadas y deseadas:

Masa molar de Mg 24,3 g / mol (Sustancia deseada)

Masa molar de SiCl4: 170.1 g / mol (sustancia dada)

Ahora bien, como las masas molares están expresadas en gramos, antes de aplicar el esquema general de cálculo debemos convertir los 13,5 Kg de SiCl4a gramos, veamos:

Cantidad de partida: 13,5 Kg SiCl4 1000g1Kg

= 1,35 x 104 g SiCl4

Ahora si:

1,35 x 104 g SiCl4 x 1molSiCl4170,1g SiCl4

x 2moles Mg1mol SiCl4

x 24,3g Mg1mol Mg

= 3,86 Kg Mg.

RESPUESTA:

Para reaccionar con 13,5 Hg de SiCl4 se requieren 3,86 Kg de magnesio.

REACTIVO LIMITANTE

Generalmente, en una reacción solo uno de los reactivos se consume por completo.


Los procesos químicos que se realizan en el laboratorio o en la industria usualmente se inician partiendo de cantidades previamente medidas de los diferentes reactivos que participan. Estos se mezclan entre si y se disponen a las condiciones apropiadas para que la reacción proceda.

Si dichas cantidades se miden en las proporciones que determina la ecuación, es decir, en proporciones estequioetricas, es claro que los reactivos se consumirán por completo. Sin embargo, la practica común es medir los reactivos en tal proporción que la reacción procede asta que uno de ellos se consume totalmente, mientras que de los demás reactivos queda un exceso. La cantidad del reactivo que reacciona en su totalidad determina cuanto producto se forma.

El reactivo que se consume por completo y que, por tanto, determine la cantidad de producto se denomina reactivo limitante, (también conocido como reaccionante limitante), debido a la propiedad ya mencionada de limitar el producido (cantidad que se obtiene).

Examinemos, por ejemplo la figura 11.1, que representa la reacción entre átomos de azufre y de hierro para formar sulfuro de hierro (II), según la siguiente ecuación:

Fe + S = FeS

Esta ecuación nos indica que la proporción en que se combinan los átomos de hierro y azufre es de 1 a 1. En consecuencia, con los 4 átomos de hierro que se muestran en la figura reaccionara 4 átomos de azufre, para formar 4 moléculas de sulfuro de hierro (II). Los otros 2 átomos de azufre quedan en exceso. Consecuentemente, para este caso, el hierro es el reactivo limitante.

+ = +

4 átomos de Fe + 6 Átomos de S = 4 moléculas de FeS + 2 átomos de S

Figura 11.1 . – EL reactivo limitante se consume en su totalidad y determina el producido. Del otro reactivo queda un exceso.

EJEMPLO 11- 7

El Aire y el azufre reaccionan para formar sulfuro de zinc, sustancias que se utiliza para recubrir internamente las pantallas de los televisores. La ecuación correspondiente es:

Zn+ S = Zn S

¿Cuántos gramos de ZnS se obtienen cuando 240 g de Zn se hacen reaccionar con 130 g de S?

SOLUCIÓN:

Para poder calcular la cantidad de ZnS formado en otras palabras, para poder “entrar al esquema general de calculo”, es necesario primeramente averiguar cual es el reactivo limitante, ya que es este el que nos sirve de sustancia de partida o sustancia dad par la resolución del problema.


Para Hallar el reactivo limitante averiguamos el numero de moles de cada reaccionante y comparamos su proporción con la que establece la ecuación veamos:

Masa molar del Zn: 65,4 g/mol

Masa molar del S: 32,1 g/mol

Numero de moles de Zn = 240 g Zn x 1mol Zn65,4 gZn

= 3,67 moles Zn

Numero de moles de S = 130 g S x 1molS32,1g S

= 4,05 moles S

La ecuación nos indica la proporción 1 mol Zn a 1 mol S.

En consecuencia 2,67 moles de Zn reaccionarían exactamente con 3,67 moles de S. Como se dispone de 4,05 moles de S, es evidente que queda un exceso de este reactivo: o sea que el limitante es el Zn, cuyas 3,67 moles se consumen por completo.

Ahora si podemos aplicar el esquema general de calculo (V. Ejemplo 11 – 3), para lo cual necesitamos

Masa molar de ZnS: 97,5 g/mol (Sustancia deseada)

Masa molar de Zn: 65,4 g/mol (Sustancia dada)

Cantidad de partida: 3,67 moles de Zn (equivalentes a los 240g indicados en el enunciado).

Entonces:

3,67 moles Zn 1mol ZnS1molZn

x 97,5g ZnS1mol ZnS

= 357,5 g ZnS

RESPUESTA:

Cuando se parte de 240 g de Zn y 130 g de S se obtienen 357,5 g de ZnS.

a) El berilio y el azufre reaccionan para formar sulfuro de berilio, la ecuación correspondiente es:

Be + S= BeS

¿Cuántos gramos de BeS se obtienen cuando 100 g de Be se hacen reaccionar 130g de S?

Numero de moles de Be = 100 g Be x1mol Be9.013g Be

=11,095moles Be


= 4,05 moles S

11,095 moles Be x 1mol BeS1mol Be

x289,01g BeS1mol BeS

=3206,56 gBeS


RESPUESTA:

Cuando se parte de 100 g de Zn y 150g sulfuro se obtienen 3206,56 g de BeS

b) El calcio y el azufre reaccionar para formar sulfuro de calcio , la ecuación correspondiente es:

Ca + S = CaS

¿Cuántos gramos de CaS se obtienen cuando 300 g de Ca se hacen reaccionar con 130 g de S?

Numero de moles Ca = 300 g Ca x 1molCa40 ,08 gCa

=7,48moles deCa


= 4,05 moles S

7,48 moles Ca 1molCaS1molCa

x1285gCaS1molCaS

=9611.8 gCaS

RESPUESTA:

CUANDO se parte de 300 g de Zn y 500 g de S se obtienen 9611.8 g CaS

c) El Bario y el sulfuro reaccionan para formar sulfuro de bario, la ecuación correspondiente en:

Ba + S = BaS

¿Cuántos gramos de BaS se obtienen cuando 450g de Ba se hacen reaccionar con 200 g de S?

Numero de moles de Ba = 450 g Ba x 1mol Ba137,36g Ba

=3,27moles Ba


= 6,23 moles S

3,27 moles Ba x 1mol BaS1molBa

x4404,58 gBaS1mol BaS

=144202.97g BaS

RESPUESTA:

Cuando se parte de 450 g de Ba y 200 g de s se obtienen 144202,97 g de BaS

¿Cómo determinar fácilmente el reactivo limitante?

Existe una regla práctica para determinar en pocos pasos el reactivo limitante de una reacción.

REGLA PRÁCTICA

Para determinar el reactivo limitante basta dividir el número de moles dado de cada


reactivo por su respectivo coeficiente en la ecuación y comparar los cocientes obtenidos. El menos cociente corresponde al reactivo limitante.

Tomemos por caso la reacción del ejemplo anterior. Conocemos:

Moles de Zn = 3,67 cociente 3,671

= 3, 67

Coeficiente de Zn = 1

Moles de S = 4,05 cociente 4,051

= 4, 05

Coeficiente de S = 1

Como el menor cociente corresponde al Zn, este es el reactivo limitante.

Y Cual es la razón de esta regla practica?

Para explicar el porqué de este artificio, examinemos otra ecuación, Sea, por ejemplo la síntesis del amoniaco, que ya conocemos:

3H 2 + N2= 2HH 3

Hidrogeno y nitrógeno reaccionan por completo sin sobrar nada, siempre y cuando la relación entre el numero de moles de que partamos sea respectivamente de 3 a 1 , cual lo establece la ecuación. Así, si partimos de 30 moles de H 2 y 10 moles de N2 habrá reacción total, pues se cumple que:

30moles H2

10moles N 2

= 3moles H 2

1mol N2

Como en toda proporción se pueden intercambiar los medios sin que altere su validez, la anterior puede convertirse en:

30moles H2

3moles H 2

= 10moles N2

1mol N2

En esta proporción cada término corresponde a la división del número de moles dado de un reactivo por su respectivo coeficiente.

En el ejemplo que venimos trabajando, para ambos reactivos se partió de un número de moles 10veces mayor que el determinado por la ecuación. Si aumentamos la cantidad de moles de uno solo de los reactivos, quiere decir que quedara de el un exceso sin reaccionar y que el otro reactivo sea el limitante. Dicho aumento hace que la relación “moles dadas / coeficiente” para el reactivo en exceso sea mayor que la del reactivo limitante o, dicho de otra manera que el reactivo limitante presente un menor coeficiente.


Supongamos que partimos de 36 moles de H 2 en vez de las 30 que se requieren para

reaccionar exactamente con las 10 moles de N2. En este caso tendremos.

36moles H2

3moles H 2

= 12

10moles N2

1mol N2

= 10

El menor coeficiente exhibido por el nitrógeno lo confirma, entonces, como reactivo limitante.

EJEMPLO 11 – 8

Un método para obtener magnesio metálico consiste en la reducción del oxido de magnesio con silicio, conforme a la ecuación:

2MgO + Si = SiO2 + 2Mg

En cierto proceso se partió de 582 Kg de MgO y 187 Kg de Si. ¿Cuántos Kilogramos de magnesio metálico se produjeron?.

SOLUCIÓN:

Primero determinemos cual es el reactivo limitante.

Masa molar del MgO: 40,3 g/ mol

Masa molar del Si: 28,1 g/ mol

Numero de moles MgO = 582 Kg MgO 1000g MgO1Kg MgO

x 1mol MgO40,3 g MgO

= 14,4 x 103 moles MgO

Numero de Moles Si = 187 KgSi 1000g Si1Kg Si

x 1molSi28,1g Si

= 6,7 x 103 moles Si

molesMgOcoeficiente MgO

= 14,4 x103

2 = 7,2 x 103

moles Sicoeficietne Si

= 6,7 x103

1 = 6,7 x 103

Por tanto el reactivo limitante es el silicio, que presenta el menor coeficiente.

Pasemos ahora resolver el problema, partiendo de los datos del silicio y aplicando nuestro esquema general de calculo. Para esto necesitamos:

Masa molar de Mg: 24,3 g / mol (sustancia deseada)

Masa molar de Si: 28,1 g / mol (sustancia dada)

Cantidad de partida 6,7 x 103 moles Si


Ahora:

6,7 x 103 moles Si x 2moles Mg1molSi

x 24,3g Mg1mol Mg

x 1KgMg1000g Mg

= 325,6 KgMg

RESPUESTA:

A PARTIR DE 582 Kg de Mg y de 187 Kg de Si, se producen 325,6 de Mg.

EJEMPLO 11 – 9

Con base en los datos del problema anterior, ¿Cuántos Kilogramos de oxido de magnesio quedaron sin reaccionar?.

SOLUCIÓN:

Del ejemplo anterior conocemos que:

Cantidad inicial de MgO = 582 Kg

Cantidad de Si que reacciono = 6,7 x 103 moles.

Necesitamos conocer cuanto reacciono de MgO para rentar tal cantidad de la inicial y hallar el exceso.

La cantidad que reacciono de MgO la averiguamos de la manera usual ( V. ejemplo 11 – 6 ), esto es:

6,7 x 103 moles x 2moles MgO1mol Si

x40,3 g MgO1mol MgO

= 540 Kg MgO

Por consiguiente, el exceso fue:

582 kg MgO – 540 Kg MgO = 42 Kg MgO

RESPUESTA:

El exceso que quedo del MgO fue de 42 Kg.

RENDIMIENTO Y PUREZA

Una ecuación química supone un rendimiento teórico del 100 cu

.

En la mayoría de los procesos químicos que se realizan en la industria, la cantidad de producto verdaderamente obtenida, es decir, el producido real es menor que el calculado a partir de la estequiometria de la reacción, conocido como producido teórico. Esto se debe a diferentes motivos como son, por ejemplo, procesos que no se efectúan en las condiciones optimas (de temperatura, presión, etc.) que exige la reacción; proceso en lo que, además de la reacción principal, ocurren otras secundarias que desvían el consumo de los reactivos a productos no


esperados, o proceso en los que los reaccionantes contiene impurezas que no participan en la reacción.

Se define como rendimiento o eficiencia de una reacción o proceso la relación entre el producido real y el producido teórico. Generalmente se expresa a manera de porcentaje, esto es:

Rendimiento = producido real

producido teorico x 100

EJEMPLO 11 -10

Una síntesis industrial del acetileno, gas extensamente utilizado para la fabricación de numerosas drogas, colorantes, y plásticos, consiste en el tratamiento de carburo de calcio con agua.

CaC2 + 2H 2O=C2H 2 + Ca O H 2

Carburo acetileno

En un proceso dado se partió de 128,2 ton de carburo de calcio, obteniéndose 41,6 ton de acetileno. ¿Cual fue el rendimiento del proceso?

SOLUCIÓN:

Primero averiguamos el producido teórico conforme al esquema que ya conocemos.

Masa molar de C2H 2 : 26 g / mol (sustancia deseada)

Masa molar de CaC2 : 64,1 g / mol (sustancia dada)

C2H 2 teo9ricamente producido, o producido teórico:

128,2 ton CaC2 x 106gCa C2

tonCa C2

x 1molCa C2

64,1Ca C2

x 1molC2H 2

1MO LCaC2

26gC2H 2

tonC2H 2

X 1tonC2H 2

ton C2 H 2

= 52 tonC2H 2

Con el producido real fue de 41,6 ton, el rendimiento de la reacción fue (Ec. 11 – 1):

Rendimiento = 41,6 ton52 ton

x 100 = 80 %

RESPUESTA:

El rendimiento del proceso fue del 80 cu

.

TONELADAS MOLES Y KILO MOLES


Observemos de nuevo el ejemplo anterior. En el cálculo del producido teórico el factor 106, para convertir toneladas a gramos aparece una vez como numerador y otra como denominador, lo que hace que se cancele.

Esta doble conversión puede obviarse si se trabaja con múltiplos de la mol, en este caso con toneladas mol (ton – mol), cuyo peso tiene un valor numérico igual al de la mol pero expresado en toneladas, Es decir:

1 mol de C2H 2 pesa 26 g

1 ton – mol de C2H 2 pesa 26 ton

Quizá seria mas correcto denominar esta unidad como mega mol, pues 1 ton – mol equivale a

106 moles, pero dicho termino no es usual en el lenguaje de la química.

128,2 ton CaC2 x 1ton−mol CaC2

64,1tonCaC 2

x 1ton−mol CaC2

1ton−mol C2 H 2

X x 36 tonC2 H 2

1ton−mol C2 H 2

= 52 c2H 2

Similarmente, se emplean la kilo moles (o Kilogramo – mol) y la libra - mol, cuando las masa de las sustancias participantes están dadas en kilogramos o en libras, respectivamente.

Debe tenerse en cuenta, sin embargo, que el número de partículas en una ton – mol, kilo mol, etc. No es 6.02 x106, sino un número correspondiente mayor. Así:

- 1 kilo mol de aluminio que pesa 27 Kg ( o 6,27 x 103 g) , contiene 6,02 x1023x 103 átomos de aluminio.

- 1 ton – mol de agua, que pesa 18 ton (o 18 x106 g) , contiene 6,02 x1023x 106 moléculas de agua.

Es decir que el numero de Avogadro 6,02 x1023, como tal, solo es aplicable al numero de partículas que hay en un gramo – mol (o simplemente mol) de una sustancia.

EJEMPLO 11 -11

El trisulfuro de tetra fosforo P4 S3, se utiliza para la fabricación de cerillas o fósforos. Su obtención se realiza partiendo de los elementos, conforme a la ecuación.

4P + 3S = P4 S3

En cierto ensayo se hicieron reaccionar 10g de fosforo con un exceso de azufre. ¿Cuánto P4 S3 se obtuvo, si el rendimiento fue un 80 %?.

SOLUCIÓN:

El problema se resuelve de la manera usual, con la diferencia de que en una ultima etapa se hace la corrección del producido con base en la eficiencia o rendimiento del proceso. Veamos:


Masa molar de P4 S3 220,3g / mol (Sustancia deseada)

Masa molar de P: 31 g / mol (Sustancia dada)

Cantidad de partida: 10 g P

Producido teórico de P4 S3

10 g P x 1mol P31 g P

x 1mol P4S34moles P

x 220,3g P4S31mol P4 S3

= 17,8 g P4 S3

Este seria, entonces el producido si el rendimiento hubiera sido d 100 %. Como no lo fue sino de un 80 %, el producido real se reduce correspondientemente.

Producido real = 17,8 g P4 S3 x 0,80 = 14,2 g P4 S3

Al mismo valor habíamos llegado mediante la aplicación de la ecuación 11-1:

Producido real = producido teórico rendimiento

100

RESPUESTA:

Se produjeron 14,2 g de P4 S3

Una ecuación química supone que reactivos y productos son sustancias puras.

Con mucha frecuencia, en los procesos industriales las materias primas o reactivas se presentan acompañados de impurezas que, por supuesto, no participan en la reacción esperada. De manera semejante, los productos no se obtienen en estado puro.

Como las relaciones estequiometricas están basadas en sustancias estrictamente puras, antes de hacer un calculo de este tipo debemos estar seguros de que las cantidades que tomemos como base para el mismo correspondan a sustancias efectivamente puras. De igual manera, los producidos que se obtienen directamente del calculo estequiometrico s aplican a productos en estado puro.

EJEMPLO 11 - 12

El carburo de silicio SiC, también llamado carborundo, es un material sumamente utilizado como abrasivo, debido a su extrema dureza. Se obtiene por calentamiento, en un horno eléctrico de una mezcla de arena (Cuyo principal componente es el SiO2) y carbón coque, con lo cual se efectúa la reacción.

SiO2 + 3C = SiC + 2CO

En cierto proceso se partió de 400 Kg de arena que contenga 20 % de SiO2 ¿Cuánto carborundo se obtuvo?

SOLUCIÓN:


Ante todo es necesario calcular cuanto SiO2 puro hay en los 400 Kg de arena:

400 Kg arena x 20Kg Si O2

100Kg arena = 80 Kg SiO2.

Ahora si, tomamos este valor como cantidad de partida pura “Entrar” al esquema general de cálculo:

Masa molar de SiC: 40,1 g / mol (Sustancia deseada)

Masa molar de SiO2: 60,1 g /mol (Sustancia dada)

Producido de SiO2

80 kg SiO2 103g SiO2

1kgSi O2

x 1molSi O2

60,1g SiO2

x 1mol SiC1mol SiO 2

40,1 gSi C1mol de SiC

x 1kgSi C

103SiC = 53,4 kg SiC

RESPUESTA:

Se obtuvieron 53,4 kg de carborundo.

EJEMPLO 11 – 13

¿Cuántos gramos de piedra caliza que contiene 95 % de CaCO2 deben descomponerse por calentamiento para producir 50 g de oxido de calcio, CaO? La ecuación es:

CaCO2 = CaO + CO2

SOLUCIÓN:

Para resolver este problema, debemos averiguar cuanto CaCO3 puro se requeire de acuerdo con lo establecido por la ecuación y conocido este dato, calcular a que cantidad de piedra caliza corresponde. Veamos:

Masa molar de CaCO3 : 100,1 g/mol (Sustancia deseada)

Masa molar de CaO: 56,1 g/mol (sustancia dada)

Cantidad de partida: 50 g CaO

Gramos de CaCO3 requeridos:

50 g CaO x 1molCaO56,1gCaO

x 1molCaC O3

1mol CaO x 100,1gCaC O3

1molCaC O3

= 89, 2 g CaCO3

Ahorra bien, estos 89,2 g de CaCO3 son puros y representan un 95 % del total de la piedra caliza. Por tanto , la cantidad necesaria de este material será el 100 % que equivale a:


89,2 g CaCO3 x 100g piedra caliza95 gCaC O3

= 93,9 g piedra caliza.

RESPUESTA:

Se requieren 93,9 g de piedra caliza.

ESTEQUIOMETRIA EN REACCIONES CON GASES

CÁLCULOS MASA A VOLUMEN

En muchas reacciones, una o mas sustancias participantes se encuentran en estado gaseoso y la cantidad de las mismas se mide no en masa o peso, sino en volumen. Al resolver problemas en los que ocurra esta situación, entonces, no podemos valernos de la masa molar para calcular el número de moles (partiendo del peso de la sustancia); pero, en cambio, si disponemos de la ecuación de estado (Ec. 8 – 13), que nos permite relacionar el numero de moles de un gas con su volumen a unas condiciones determinadas. El esquema general, por tanto, es el mismo que hemos venido utilizando, con la variante anotada.

EJEMPLO 11 – 14

El clorato de potasio se descompone por calentamiento generando oxigeno y dejando un residuo de cloruro de potasio. La ecuación es:

2KClO3 = 2kCl+ 3O2

¿Cuántos litros de oxigeno medidos a condiciones normales se obtendrán a partir de 245 g de KClO3?

SOLUCIÓN:

El esquema general, entonces, debe plantearse de la siguiente manera.

Sustancia dada

Masa en gramos moles de KClO3

245 g KClO3

Para la aplicación de este esquema necesitamos los siguientes datos:

Masa molar de KClO3 122,5 g/ mol.

Presión del oxigeno: 1 atm

Temperatura del oxigeno 273 K

Cantidad de partida: 245 g KClO3


Sustancia deseada

Moles de O2 Volumen de oxigeno

Procedamos paso a paso:

1. Moles de KClO3 = 245 KClO3 x 1mol KCl O3

122,5g KCl O3

= 2 moles KClO3

2. Moles de O2 = 2 moles KClO3 x 3moles O2

2Moles KCl O3

= 3 molesO2

3. Volumen de O2

Lo obtenemos de la ecuación, PV = nRT, a las condiciones indicadas:

V=nRTP

= 3molesO2 x 0,082

litros x atmmol x K

x 273K

1atm=¿67,2 litros

RESPUESTA:

A partir de 245 g de KClO3 se obtienen 67,2 litros de oxigeno medidos a condiciones normales.

Como el volumen esta medido a condiciones normales, podríamos haberlo calculado utilizando el volumen molar (22,4 litros/ mol) a manera de factor de conversión. Veamos:

Volumen de O2= 3 moles de O2 X 22,4 litrosO2

1molO2

= 67,2 litros O2

Debe tenerse cuidado, sin embargo, de que, si las condiciones no son las normales, este cálculo no es permisible.

EJEMPLO 11 – 15

El sodio y el cloro reaccionan bajo condiciones especiales formando cloruro de sodio, según la ecuación.

2Na + Cl2 = 2 NaCl

¿Cuántos gramos de cloruro de sodio pueden producirse cuando se hacen reaccionar 140 litros de cloro medidos a 0,8 atm y 273 K?

SOLUCIÓN:

El esquema es similar al anterior, si bien la ecuación de3 estado la aplicamos en este caso al lado de la sustancia dada. Los datos que requerimos son:

Volumen de Cl2: 140 litros

Presión : 1,8 atm

Temperatura: 273 K

Masa molar del NaCl: 58,5 g/mol


Cantidad de partida: 140 litros de Cl2

Procedamos

1. Cl2 = PVRT

= 0,8 ATM X A 40 LITROS Cl2

0,082litros . atm

mol x kx 273k

= 5 moles Cl2

2. moles de NaCl = 5 moles Cl2 xw moles NaCl1molCl2

= 10 moles NaCl

3. Peso de NaCl = 10 Moles NaCl x 58,5g NaCl1mol NaCl

= 585g NaCl

RESPUESTA:

Partiendo de 140 litros de cloro medidos a 0,8 atm y 273 K, se obtienen 585g de NaCl

CÁLCULOS VOLUMEN A VOLUMEN

Cuando tanto la cantidad de sustancia dad como la de sustancia requerida están expresadas en unidades de volumen, sigue siendo aplicable el esquema general empleado en los ejemplos anteriores. Sin Embargo, es posible abreviar los cálculos si consideramos que para las sustancias gaseosas los coeficientes de la ecuación balanceada denotan también la proporción por volumen en que participan dichas sustancias. Esto se cumple siempre y cuando los volúmenes es directamente proporcional al numero de moles (Recuérdese la ley de Avogadro).

Así por ejemplo para la reacción:

N2+3H 2=2N H 3

Se cumple que:

1 litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrogeno para formar 2 litros de amoniaco.

Por supuesto, también es valido cualquier otro conjunto de números que guarden la misma proporción:

10N2: 30 N2; 20NH 3

5N2: 15 N2; 10NH 3

0,5N2: 1,5 N2; 1,0NH 3

Y ASÍ SUCESIVAMENTE

MEJORAMIENTO DE LA LECTURALos siguientes ejercicio están dirigidos a ayudar al lector a mejorar su visión periférica, practicar el reconocimiento rápido de letras y palabras, y leer frases sin regresión. Este último termino se emplea para denominar la practica usual de regresar los ojos hacia una palabra o frase que no vimos con presión en el momento de leerlas, y es una de las mayores causas de lectura lenta. Para lograr los objetivos, propuestos, usted debe practicar unos pocos minutos


todos los días, aun repitiendo los mismos ejercicios.EJERCICIO 1. Tome una tarjeta vertical y una punta de flecha que toque justamente dicho borde y apunte hacia arriba. Para cada columna de números que se fan a continuación, coloque la tarjeta de tal manera que cubra los números y que la punta de la flecha quede centrada en el cero de la parte superior. Fije sus ojos en este punto y mueva la tarjeta hacia abajo para descubrir cada número. Lea los numero tan rápido como le sea posible sin mover los ojos de su posición central.

0 0 0 0 0105305406702605809503201106504307701

290633806922076410733005938071260473905529011130388902131020

310565603112034560796809810039370573106421073970993101627037

123012345604793100957219067556908313810729319074851508082120515987065434506782460802

338015856904562120919256997878009400350391112044545701483530798608052131408993450789

EJERCICIO 2. Repita el procedimiento anterior, pero esta vez centrado la flecha en la letra e central de cada columna.

Trate de no mirar el principio de cada palabra sino que concéntrese en el centro de la columna y lea en sentido desciéndete a medida que baja la tarjeta tan rápidamente como le sea posible.

e e e eLesVerSerTesPenVeaFeo Vez Pez TeaLeonel

OperaTemoVeletaMaestroTeleroHuelgaDineroMineralPiedraAbejaFlechacuenta

TeléfonoExcelenteUniversidadMamelucoAngelinaCarecauchoTelevisorExpedienteEjercicioMantenimientoTarjeteroanterior

PerentorioTeresitaPenetrarGemebundoFeloníaInefectivoRepertorioRecentarloConcentradoNúmerosSuperiortenebroso

¿Se dio cuenta de que dinero – segunda columna esta mal ubicado y de que tenebroso – ultima palabra – esta mal escrita? Si así fue, usted esta leyendo letras y no palabras. A propósito. ¿Se dio cuenta de que “palabras” esta mal escrita?

EJERCICIO 3. En este ejercicio, enfoque sus ojos en la línea central de cada columna y lea en forma descendente tan rápido con le sea posible, pero asegurándose de leer cada frase correctamente.


MiTuElSeAmoAunPorTeDeConSusUnMilSin

CasaAmorGatoFueFeoNoQueVasAquíElOjosDíaAñosamor

GranParaNadaAbreTodoMuyCreoPeloTresCasaSusTizaMuchapoco

HotelQuePasaEstoSaleBienYoCortoVacasAzulMamasDuraPlatapeso

LargoNuevoColegioBuenaGenialMuchaVariosAlgunosPeleanGravesMaridoMuchaPractiquevera

ViajeMensajeBaratoEconomíaEjercicioGenteSoldadosEstudianteSeguidoProblemasCelosoPerezaBastanteresultados

“ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO”

“FACULTAD DE CIENCIAS PECUARIAS”

“ESCUELA DE INGENIERÍA ZOOTÉCNICA”

“EVALUACIÓN PARCIAL DE ESTEQUIOMETRIA QUÍMICA”

1.1. Un método usual de preparación del cloro en el laboratorio es mediante la reacción entre el acido clorhídrico y el dióxido de magnesio:

Mn02+HCL=MnCl2+Cl2+ H 2O

a. Balancee la ecuación anterior.b. Indique cual es el agente oxidante.c. ¿Cuántos gramos de HCL se requieren para reaccionar con 5 g de Mn02d. ¿Cuántos gramos de cloro se producen a partir de estos 50g de Mn02?

1.2. El trióxido de azufre SO3 , es uno de los principales contaminantes de la atmosfera, Con rl

agua este compuesta forma el acido sulfúrico, lo H 2SO 4 , lo que hace que el agua lluvia en zonas industriales y a lo largo de carreteras de alto trafico sea ligeramente acida y l por tanto, dañina para la vegetación. Calcule el numero de Kilogramos de acido sulfúrico que se forman a p[partir de cada Kilogramo de trióxido de azufre, si la ecuación correspondiente es:

SO3+H 2O=H 2SO4

1.3. Cubiertos y otros utensillos de plata se ennegrecen debió a la presencia en el aire de pequeñas cantidades de sulfuro de hidrogeno,H 2S , la reacción es:

Ag + H 2S+O2=Ag2+H 2O

a. Balanceé la ecuación anterior


b. Si 37 g de plata se ponen en presencia de 9,1 g de H 2S y oxigeno en exceso. ¿Cuántos

gramos de Ag2S se forman?.1.4. El cloruro de aluminio , utilizado como ingrediente activo en muchos antiperspirantes,

pueden obtenerse pro reacción entre el cloro y el aluminio:

2Al + 3Cl2 = 2 AlCl3

¿Cuántos tricloruros de aluminio se obtiene cuando partimos de 200 g de aluminio y 300 g de cloro?

1.5. El benzoato de potasio, KC7H 5O2 , es una de las sustancias mas utilizadas para evitar el deterioro de los alimentos por los hongos. Un método de obtención consiste en la oxidación del tolueno (compuesto orgánico de formula C7H 8); con permanganato de potasio.

C7H 8+2KMnO4=k C7 H 5O2+2MnO2+kOH +H 2O

A. ¿Por qué se habla en el enunciado de una “oxidación’ del tolueno?B. ¿Cuánto benzoato de potasio se obtiene a partir de q00 g de tolueno si la eficiencia del

proceso es de un 65%?1.6. La combustión del octano, uno de los componentes de la gasolina, obedece a la ecuación.

2C8 H 18+25O2=16C O2+18H 20

1.7. El nitrógeno y el oxigeno no reaccionan bajo condiciones atmosféricas, pero a altas temperaturas como las que se pueden alcanzar en un motor de automóvil - ocurre la siguiente reacción:

N2+O2=2NO

Cuando el NO escapa a la atmosfera a través del exhorto, se produce una nueva reacción.

2NO + O2 = 2N O2

El NO2 es un gas pardusco constituyente del smog, que irrita el sistema respiratorio.

a. ¿Cómo se denominan el No y el NO2?b. ¿Cuántos gramos de NO2 se producen a partir de 2 litros de aire medido a condiciones

normales, si el rendimiento de la primera reacción es el 5% y el de la segunda de un 40%? (composición del aire: 79% N2 y el 21% O2, por volumen).

1.8. El estanio se obtiene industrialmente por reducción con carbón, del mineral llamado casiterita, que contiene oxido de estanio, SnO2 . La ecuación es:

SnO2 + 2C = Sn + 2CO

¿Cuántas toneladas de estanio del 89% de pureza se obtendrán a partir de 113 toneladas de casiterita que contiene 80% de SnO2?


1.9. El sulfuro de amonio (NH 4)SO4 , es un fertilizante ampliamente utilizado y puede obtenerse por la acción del acido sulfúrico sobre el amoniaco.

2N H 3+H 2SO4=¿

¿Cuántos litros de amoniaco medidos a condiciones normales, se requieren para fabricar 100kg de sulfato de amonio?

1.10. ¿Cuántos litros de monóxido de carbono CO, medidos a condiciones normales, se requieren para reducir 2 ton de Fe2O3 de acuerdo con la ecuación:

Fe2O3+3CO=2 Fe+3CO2

1.11. El carburo de aluminio AL4C3 , si reacciona con el agua para dar metano , CH 4 e

hidróxido de aluminio AlOH 3

A. Escriba y balancee la ecuación para esta reacción.B. ¿Qué volumen de metano medido a 20 C y O,75 atm se obtiene a partir de 45 g de

AL4C3?.

1.12. Una muestra impura de KClO3 que pesa 75 g se descompone térmicamente en KCL Y O2, Si se producen de 18 g de O2 ¿Cuál es la pureza de la muestra de KClO3? ¿Qué volumen ocupa esta cantidad de oxigeno a 22 C y 1,2 atm?

1.13. El magnesio y el aluminio desplazan el hidrogeno del acido clorhídrico, de acuerdo con las siguientes reacciones:

Mg + 2HCl = H 2+MgCL2

2AL + 6HCL = 3H 2 + 2ALCL3

¿Qué volumen de hidrogeno medido a condiciones normales se obtendrá cuando se parte de 30 g de una aleación que contiene 60 % de Mg y 40% de Al?

1.14. Algunos carbones contiene azufre en forma de pirita , FeS2, Al quemar el carbón, este

compuesto produce el contaminante atmosférico SO2:

4 FeS2+1102=2FeO38S02

¿Cuántos Kg de S02 se producen por combustión de 10 ton de un carbón que contiene 5 % de FeS2? ¿Qué volumen ocupa esta cantidad de S02 a 27 C y 1 atm?

1.15. Una de las técnicas empleadas para la remoción de SO2 proveniente de la combustión de carbones que contienen azufre, es pasar el humo por “trampas” empacadas con CaCO3 (piedra caliza); y otros reactivos. La reacción neta que se efectúa es:

SO2+CaCO3 + otros reactivos = CaSO3 + otros productos

En cierta planta termoeléctrica se consumen mensualmente 6000 ton de carbón que contiene el 2% de azufre.


a. ¿Cuántas toneladas de SO2 se producen mensualmente?.

b. ¿Cuántas toneladas de CaSO3 se formaran, si suponemos un rendimiento del 80% en esta reacción?.

1.16. Uno de los primeros compuestos de los gases nobles que logro sintetizarse fue el tetra fluoruro de xenón, Xe F4 , obtenido mediante la siguiente reacción.

Xe + 2 F2=Xe F4

¿Cuántos litros de tetra sulfuro de xenón medidos a condiciones normales, se obtendrán a partir de 50 litros de xenón y flúor suficiente, medidos a las mismas condiciones?


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ESTEQUIOMETRIA (1)