GRADO 10 P3 GUIA 4 ESTEQUIOMETRIA CALCULOS QUIMICOS
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL
GUÍA DE QUÍMICA INORGÁNICA PARA EL GRADO DÉCIMO
TEMA: ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS
1.1. Interpretar una ecuación en términos de moléculas, moles y
gramos.
1.2. Calcular el número de moles, gramos de cualquier sustancia
participante en una reacción, a partir del número de moles o gramos de una
sustancia dada
1.3. Aplicar las leyes que rigen las ecuaciones químicas para resolver problemas.
1.4. Aplicar los conceptos de rendimiento y pureza de una
reacción o compuesto de la solución de problemas estequiométricos.
1.5. Identificar el reactivo límite en un cambio químico y calcular el rendimiento teórico y real
en una reacción.
- INFORMACIÓN
2.1. Estequiometría:
es la parte de la química que se ocupa de calcular las masas de sustancias que
se deben utilizar en una reacción química para obtener determinada cantidad de
productos.
2.2. También estudia la
proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la composición
de mezclas químicas. También estudia la proporción de los distintos elementos
en un compuesto químico y la composición de mezclas químicas. También estudia
la proporción de los distintos elementos en un compuesto químico y la
composición de mezclas químicas.Significado
de las ecuaciones químicas: en toda
reacción química existen dos términos que son: reactivos y productos.
Esta ecuación proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de una
reacción. También proporciona una información cuantitativa, que es una relación
entre los reactivos y los productos que se obtiene de la ecuación balanceada.
2.3. Leyes
ponderales: son aquellas que determinan el comportamiento químico de la
materia en cuanto a pesos de sustancias que intervienen en una reacción ellas
son:
2.3.1.
Ley de la
conservación de la materia: la
cantidad en gramos de reactivos que inician una reacción debe ser igual a la
cantidad en gramos de productos que se obtienen. Es por ello que se debe
balancear la ecuación.
2.3.2.
Ley de la
composición definida: establece que
un compuesto dado siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción
de masa.
2.3.3.
Ley de las
proporciones múltiples: establece que
cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de
un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento en los
diferentes compuestos guardan una relación de números enteros en los diferentes
compuestos.
Actividad 1 :
mediante dos ejemplos explicar cada una de las anteriores leyes, consulta: mol, molécula, número de Avogadro
(realiza ejercicios de conversión).
2.4. Reactivo
límite: es la sustancia que al estar
en menor proporción, se agota primero que las demás, suspendiendo la marcha de
la reacción (limitando la cantidad de productos).
Regla práctica: para hallar el reactivo límite entre dos compuestos, se compara la
proporción estequiométrica con la proporción real, o sea con los datos que
suministra el problema.
“Reactivo límite es la sustancia cuya cantidad hay que
aumentar si se desea alcanzar la proporción estequiométrica”
También es la “sustancia que contiene el menor número
de equivalentes gramo”
Ejemplo:
Si se hacen reaccionar 5g de H2 con 16 g de
O2 ¿qué cantidad de H2O en gramos se forma?
2H2 + O2
__________ 2H2O
5 g H2
x 1 mol de H2 = 2,5
moles de H2
2 g H2
16 g
de O2
x
1 mol de O2
= 0,5 moles de O2
32 g O2
Relación
estequiométrica: 2 mol H2 . . 2
1
mol O2
Relación
real o disponible: 2,5 mol H2 . . 5
0,5 mol O2
La
proporción real es mayor que la estequiométrica, por lo tanto habría que
disminuirla para igualarla a la estequiométrica; para esto se tendría que
aumentar la cantidad de O2, luego este es el reactivo límite. Los
cálculos se hacen con base al reactivo límite:
0,5
mol O2 x
2 mol H2O = 1 mol H2O x 18
g de H2O = 18 g de H2O
1 mol O2
1 mol H2O
2.5. Porcentaje
de rendimiento y pureza: La cantidad
de producto obtenido en una reacción generalmente es menor a la cantidad
calculada estequiométricamente. El menor rendimiento puede deberse a: alguno de
los reactivos no alcanza a reaccionar completamente, cantidad de calor
insuficiente, reacciones laterales con diferentes productos o algo de los
productos reaccionan para formar de nuevo los reactivos.
El porcentaje de rendimiento se define así:
Porcentaje de rendimiento = Producción
real.... x 100 %P = Sustancia pura..... x
100
Producción
teórica
Sustancia impura
Otro factor que
influye en el rendimiento de una reacción es la pureza de los reactivos. A
mayor pureza en los reactivos, mayor es el rendimiento. Ejemplos:
Si se disponen de 15,31 g de KClO3
del 80% de pureza.
a. ¿Qué cantidad de O2
puro se obtiene?
b. ¿Qué cantidad de O2
del 90 % de pureza se obtiene?
(sustancia impura)
2 KClO3 ____________
3 O2 + 2
KCl
SP = 15,31 g KClO3 x 80 % =
12,25 g KClO3 x 1 mol KClO3 = 0,1 mol KClO3
100 122,5
g
0,1 mol KClO3 x 3 O2....................
= 0,15 mol O2 puro (sustancia pura)
2 mol KClO3
SI = 0,15 mol de O2
x
100 = 0,164 mol O2 x 32
g O2 =
5,248 g O2 del 90% de pureza.
90 % de pureza
1 mol O2
3.5.2. En una experiencia se somete a calentamiento 35 g de carbonato de
calcio. ¿Cuántos g de óxido de calcio se obtienen si el rendimiento de la
reacción fue del 78%?
CaCO3 CO2
CaCO3 ______________ CaO
+ CO2
35 g CaCO3 x 56,08
g CaO = 19,62 g de CaO
100 g CaCO3
P. real : 78% x
19,62 g CaO = 15,30 g de CaO
100
1.1. Peso equivalente gramo: es la cantidad de
sustancia que es capaz de producir o combinarse con un mol de cargas negativas
o con una mol de cargas positivas. Un equivalente gramo de una sustancia se
combina con un equivalente gramo de otra para producir un equivalente gramo de
otra.
1 equivalente gramo = M
(M= peso molecular de la sustancia, E= número de equivalentes
gramo de un mol de sustancia)
E
El valor de E para los ácidos y las bases es igual al número de H2
y OH remplazados en una reacción. Para las sales es igual al total de cargas
positivas debidas al metal.
N° de equivalentes gramo = moles x E
Ejemplo: H3PO4 E = 3
Ca(OH)2 E = 2 Ca3(PO4)2 E = 6
ACTIVIDADES
1.2. Determinar la masa de HCl
necesaria para preparar 250 g de CO2
Na2CO3 + HCl ___________ H2O +
NaCl + CO2
1.3. Hallar la masa de Ca
necesaria para obtener 47 g de óxido de calcio:
Ca + O2
___________ CaO
4.3. Hallar la masa de oxígeno que se puede obtener por la descomposición
de 92 g de KClO3
KClO3 ___________
KCl + O2
4.4. El hipoclorito de sodio se descompone por calentamiento para dar cloruro de sodio y clorato de sodio. ¿Cuántos g de hipoclorito de sodio producirían
120 g de cloruro de sodio?
4.5. En la reacción del hidruro de calcio con agua se produce hidróxido de calcio e hidrógeno. En una experiencia se hacen
reaccionar 2,3 g del hidruro del 91% de pureza, con exceso de agua. ¿Cuántos g
de hidrógeno se obtienen?.
4.6. En la producción de ácido sulfúrico se hacen reaccionar el trióxido de azufre con el agua. En una
experiencia se combinan 110 g del trióxido de azufre con 27 g de agua. ¿Cuál es
la masa y moles de ácido sulfúrico obtenido?
4.7. Al someter a la
combustión fuerte (oxidación) 1,7 moles de propano
se forman 4,7 moles de óxido carbónico.
Determinar la eficiencia o rendimiento de la reacción.
4.8. En la descomposición
térmica 4,2 g de BaO2 ¿cuántos
g de óxido de bario se obtienen si el rendimiento es del 86%?
BaO2 ____________ BaO
+ O2
4.9. 7 g de carbonato de sodio reaccionan con 5 g
de ácido nítrico para producir nitrato de sodio, agua y óxido
carbónico. ¿ Cuál es el reactivo límite de esta reacción? ¿Cuál es la masa y moles de nitrato de sodio obtenidos?.
4.10.
Si reaccionan 6,02 x 1022 moléculas de O2 con 0,5 g de Fe y 18 g de H2O, ¿Qué
cantidad de Fe(OH)3 se obtiene y qué cantidad de reactivo sobra?.
José Manuel
Ruiz Ortega
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