química general e inorgánica... · para que estas reacciones sean factibles, debe haber un...
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Química General e InorgánicaUnidad 1
Reacciones químicas. Estequiometría
Resumen de la presentación
Reacciones químicas
Ecuaciones químicas
Balance de ecuaciones químicas
Clasificación de reacciones químicas
Conceptos básicos de estequiometría
Composición centesimal
Estequiometría en reacción
Reacciones químicas
Son cambios que experimentan las
sustancias, de los cuales resultan sustancias
con propiedades físicas y químicas
diferentes.
2 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2 𝑁𝑎𝐶𝑙
Reacciones químicas
Estos cambios ocurren por reagrupamiento o
redistribución de los átomos del sistema.
Las sustancias iniciales o reactivos dan lugar a
la formación de otras sustancias
llamadas productos.
Se rompen y se forman y nuevos enlaces
químicos.
Reacciones químicas
No se producen modificaciones en el núcleo
del átomo, por lo que no es posible que un
elemento se transforme en otro elemento.
Reacción química
Reacción nuclear
Ecuaciones químicas
Balance de ecuaciones químicas
Para balancear una ecuación debemos
determinar los coeficientes estequiométricos.
Nunca modificamos la atomicidad (la
fórmula).
Métodos de balanceo
• Método de tanteo (prueba-error)
• Método del ion-electrón
• Uso de software específico
Balance de ecuaciones químicas
Método de tanteo
• Regla 1: Comenzar con el elemento que
aparece una sola vez en los reactivos y en los
productos.
• Regla 2: Dar preferencia al elemento que
presenta mayor atomicidad.
• Ejemplo: Combustión del etanol
𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂(𝑙)
Balance de ecuaciones químicas
𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙
Por regla 1, podríamos empezar por C o H.
Por regla 2, elegimos H (atomicidad 6)
𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙
Con el H balanceado, seguimos con C, y finalmente O.
𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 2𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙
𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 3 𝑂2(𝑔) ⟶ 2 𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙
Ejercicio
Balancea la siguiente ecuación:
𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝑃2𝑂5(𝑠) ⟶ 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2(𝑠)
Clasificación de las reacciones químicas
Criterio 1: Según el número de fases
Criterio 2: Según la naturaleza de las especies
Criterio 3: Según la reversibilidad
Criterio 4: Según el intercambio energético
Otras clasificaciones
• Combinación o síntesis
• Descomposición
• Sustitución simple (Desplazamiento simple)
• Sustitución doble (Desplazamiento doble)
• Neutralización
• Reacciones de oxido-reducción o Redox
• Combustión
Clasificación de las reacciones químicas
Criterio 1: Según el número de fases
• Homogénea (todos los reactivos y productos están
en la misma fase)
𝑆𝑂2(𝑔) +12𝑂2(𝑔) ⇌ 𝑆𝑂3(𝑔)
• Heterogénea (en el sistema reaccionante hay
distintas fases)
𝐹𝑒(𝑠) +12 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐹𝑒𝑂(𝑠)
Clasificación de las reacciones químicas
Criterio 2: Según la naturaleza de las especies
• Molecular (se consignan moléculas)
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑍𝑛𝑆𝑂4 𝑎𝑞
• Iónica (se consignan iones)
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ + 𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
2− ⟶ 𝐶𝑢 𝑠 + 𝑍𝑛(𝑎𝑞)2+ + 𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
2−
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ ⟶ 𝐶𝑢 𝑠 + 𝑍𝑛(𝑎𝑞)
2+
Clasificación de las reacciones químicas
Criterio 3: Según la reversibilidad
• Irreversibles
𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞)
• Reversibles
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
Clasificación de las reacciones químicas
Criterio 4: Según el intercambio energético
• Exotérmicas
𝐶𝐻4(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂 𝑙 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
Δ𝐻𝑅° = −889,50 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
• Endotérmicas
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
Δ𝐻𝑅° = +178,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Clasificación de las reacciones químicas
Combinación o síntesis
http://bit.ly/2LzzAGt
Clasificación de las reacciones químicas
Combinación o síntesis
• Forma general
A + B ⇌ AB
• Ejemplos
𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ⇌ 2 𝐻𝐶𝑙(𝑔)
𝑆𝑂2(𝑔) +12𝑂2(𝑔) ⇌ 𝑆𝑂3(𝑔)
Clasificación de las reacciones químicas
Combinación o síntesis
• Aplicaciones
La síntesis de Haber para la obtención del
amoníaco, de gran importancia industrial:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
Clasificación de las reacciones químicas
Descomposición
http://bit.ly/2LzzAGt
Clasificación de las reacciones químicas
Descomposición
• Forma general
AB ⇌ A + B
• Ejemplos
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
2 𝐾𝐶𝑙𝑂3(𝑠) ⇌ 2 𝐾𝐶𝑙(𝑠) + 3 𝑂2(𝑔)
Clasificación de las reacciones químicas
Descomposición
• Aplicaciones
La alúmina se utiliza para producir aluminio
mediante electrólisis según el proceso
denominado de Hall-Heroult.
2 𝐴𝑙2𝑂3 ⟶ 4𝐴𝑙 𝑙 + 3 𝑂2(𝑔)
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución simple
http://bit.ly/2LzzAGt
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución simple
• Forma general
AB + C ⇌ AC + B
• Ejemplos𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐹𝑒(𝑠) ⟶ 𝐹𝑒𝑆𝑂4 𝑎𝑞 + 𝐶𝑢(𝑠)2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) ⟶ 𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2(𝑔)
• Aplicaciones
Las sustituciones son muy comunes en
reacciones orgánicas.
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución simple
• Consideraciones
Para que la reacción sea factible es necesario queel elemento desplazante se encuentre por encimadel desplazado en la tabla de potenciales deoxidación de los elementos.
2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) ⟶ 𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2(𝑔)
𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2 𝑔 ⟶ 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
Factible
No factible
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución doble
http://bit.ly/2LzzAGt
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución doble
• Forma general
AB + CD ⇌ AD + CB
• Tipos
Sal 1 + Sal 2 ⇌ Sal 3 + Sal 4
Sal 1 + Ácido 1 ⇌ Sal 2 + Ácido 2
Sal 1 + Base 1 ⇌ Sal 2 + Base 2
• Consideraciones
Para que estas reacciones sean factibles, debe haber unproducto que precipite o más volátil.
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución doble
Sal 1 + Sal 2 ⇌ Sal 3 + Sal 4
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) ↓
Solubilidad de sales
𝑁𝑂3− y acetatos: todos solubles.
𝐶𝑙−, 𝐵𝑟−, 𝐼−: todos solubles, excepto 𝐴𝑔+, 𝑃𝑏2+, 𝐻𝑔22+, 𝐶𝑢+.
𝑆𝑂42−: may. solubles. C𝑎2+, 𝐴𝑔+, 𝐻𝑔2+: poco solubles. 𝐵𝑎2+, 𝑆𝑟2+, 𝑃𝑏2+: insolubles.
𝑆2−: todos insolubles, excepto 𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+, 𝐶𝑎2+, 𝑆𝑟2+, 𝐵𝑎2+.
𝐶𝑂32− 𝑦 𝑃𝑂4
3−: todos insolubles, excepto 𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+
𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+: todas solubles
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución doble
Sal 1 + Ácido 1 ⇌ Sal 2 + Ácido 2
2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)
Volatilidad de ácidos
Solubilidad de ácidos
En general, los ácidos inorgánicos son todos solubles en agua, excepto casos
particulares como el ácido metasilícico (H2SiO3) y el ácido túngstico (H2WO4).
Clasificación de las reacciones químicas
Sustitución doble
Sal 1 + Base 1 ⇌ Sal 2 + Base 2
𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(𝑠) ↓
Volatilidad de bases
En general las bases inorgánicas son fijas, excepto el hidróxido de amonio.
Solubilidad de bases
Son solubles las bases de Na+, Li+, K+, NH4+, poco solubles las de Ca2+, Ag+ y
Hg2+ y el resto son insolubles.
Clasificación de las reacciones químicas
Neutralización
• Forma General
Ácido + Base ⇌ Sal + Agua
• Ejemplos
𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞) ⇌ 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
2 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑎𝑞 ⇌ 𝑀𝑔(𝐻𝑆𝑂4)2(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑎𝑞 ⇌ (𝑀𝑔𝑂𝐻)2𝑆𝑂4 𝑎𝑞 + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
Clasificación de las reacciones químicas
Reacciones de oxido-reducción o Redox
Se producen 2 procesos simultáneos:
• Oxidación: pérdida de electrones.
• Reducción: ganancia de electrones.
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠)
𝑍𝑛(𝑠) ⇌ 𝑍𝑛(𝑎𝑞)2+ + 2𝑒−
𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ + 2𝑒− ⇌ 𝐶𝑢(𝑠)
Oxidación
Reducción ↓ N. Ox.
↑ N. Ox.
Clasificación de las reacciones químicas
Combustión
Es la reacción de una sustancia, llamada
combustible, con el oxígeno, al que llamamos
comburente, en la que se desprende una gran
cantidad de energía en forma de luz y calor.
𝐶𝐻4(𝑔) + 2 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂2(𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶𝐻4(𝑔) + 1,5 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂(𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐶𝐻4(𝑔) + 1 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶(𝑠) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)
C. Completa
C. Incompleta
C. Incompleta
Ejercicio
Clasifica la siguiente reacción según:
• Número de fases
• Naturaleza de las especies
• Reversibilidad
• Intercambio energético
• Otros criterios
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
Conceptos básicos de estequiometría
Mol
1 mol = 6,02 . 1023 partículas
1 mol de moléculas = 6,02 . 1023 moléculas
1 mol de átomos = 6,02 . 1023 átomos
1 mol de electrones = 6,02 . 1023 electrones
Número de
Avogadro
Conceptos básicos de estequiometría
Masa molar: es la masa en gramos de un mol
de partículas. Sus unidades son g/mol.
Además, si trabajamos con gases, sabemos
que 1 mol de moléculas del gas, en CNPT,
ocupa un volumen de 22,4 L.
Volumen molar normal
Conceptos básicos de estequiometría
mol (n)
masa (g)
moléculas
átomos
volumen (L)
masa
molar
NA
atomicidad
VMN
Ejercicio
Ordene las siguientes muestras según el orden
creciente de átomos de carbono:
a) 9.1023 moléculas de C2H2
b) 1,3 moles de C
c) 54 gramos de CO2
Ejercicio
9. 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶2𝐻2.2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶2𝐻2= 1,8. 1024á𝑡. 𝐶
1,3 𝑚𝑜𝑙 𝐶.6,02. 1023á𝑡. 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶= 7,8. 1023á𝑡. 𝐶
54𝑔 𝐶𝑂2.1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂244𝑔 𝐶𝑂2
.6,02. 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2.
1 á𝑡. 𝐶
1 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶𝑂2= 7,4. 1023á𝑡. 𝐶
c < b < a
Composición porcentual
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto.
𝑐. 𝑝. 𝑑𝑒 𝑢𝑛 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑡𝑒 =𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙. 100
Ejemplo: Determine la c.p. del metano, CH4.
Rta.: %C = 75%, %H = 25%
Estequiometría en reacción
La estequiometría es el estudio cuantitativo de
reactivos y productos en una reacción química.
Estrategia de resolución de problemas
1. Escribir la ecuación química.
2. Balancearla.
3. Identificar el dato de partida.
4. Identificar la incógnita.
5. Plantear el/los factor/es de conversión.
Estequiometría en reacción
En la síntesis de amoniaco a partir de
nitrógeno e hidrógeno, se hacen reaccionar 3
moles de N2 con suficiente cantidad de H2.
¿Cuántos gramos de NH3 se forman?
Estequiometría en reacción
1 y 2. 𝑁2 + 3 𝐻2 ⇌ 2 𝑁𝐻3
3. Dato: 3 mol 𝑁2
4. Incógnita: masa 𝑁𝐻3
5.
a. 3 𝑚𝑜𝑙 𝑁2.2𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻3
1𝑚𝑜𝑙 𝑁2.17 𝑔 𝑁𝐻3
1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻3= 102 𝑔 𝑁𝐻3
b. 3 𝑚𝑜𝑙 𝑁2.34 𝑔 𝑁𝐻3
1𝑚𝑜𝑙 𝑁2= 102 𝑔 𝑁𝐻3
Ejercicio
El hidróxido de litio sólido se utiliza en vehículos
espaciales para eliminar el dióxido de carbono
que respiran los astronautas. El hidróxido
reacciona con el dióxido de carbono para
formar carbonato de litio sólido y agua líquida.
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono
puede absorber 1,00 g de hidróxido de litio?
Rta.: 0,919 g CO2
Brown, T. L., LeMay jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2014). Química: la ciencia central. México: PEARSON EDUCACIÓN.
Estequiometría en reacción
Reactivo limitante y reactivo en exceso
Reactivo limitante es el que se consume por
completo, y limita la reacción porque, al terminar,
la reacción concluye.
Reactivo en exceso es el que ingresa en mayor
proporción, por lo tanto, queda como sobrante al
finalizar la reacción.
R. en exceso
R. limitante
Estequiometría en reacción
Estrategia de resolución de problemas
1. Plantear las relaciones estequiométricas.
2. Plantear las relaciones reales.
3. Compararlas y definir cuál es el reactivo
limitante.
4. Hacer los cálculos a partir del R. limitante.
Estequiometría en reacción
El nitruro de magnesio se produce por la
reacción entre magnesio y nitrógeno.
a) ¿Cuánto nitruro de magnesio se podrá
obtener a partir de 126 g de Mg y 82 g de
N2?
b) ¿Cuál es el reactivo en exceso y cuánto
queda del mismo?
Estequiometría en reacción
3 𝑀𝑔 + 𝑁2 ⇌ 𝑀𝑔3𝑁272g 28g 100g
𝑅. 𝐸𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢𝑖𝑜𝑚é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎:𝑚 𝑀𝑔
𝑚 𝑁2=
72 𝑔 𝑀𝑔
28 𝑔 𝑁2=2,57 𝑔 𝑀𝑔
1 𝑔 𝑁2
𝑅. 𝑅𝑒𝑎𝑙:𝑚 𝑀𝑔
𝑚 𝑁2=
126 𝑔 𝑀𝑔
82 𝑔 𝑁2=1,53 𝑔 𝑀𝑔
1 𝑔 𝑁2
Por cada gramo de N2 requiero 2,57 g Mg, pero solo tengo 1,53 g. Luego, el Mg es el R. limitante.
Estequiometría en reacción
3 𝑀𝑔 + 𝑁2 ⇌ 𝑀𝑔3𝑁2
72g 28g 100g
a) 126 𝑔 𝑀𝑔 .100 𝑔 𝑀𝑔3𝑁2
72 𝑔 𝑀𝑔= 175 𝑔 𝑀𝑔3𝑁2
b) 126 𝑔 𝑀𝑔 .28 𝑔 𝑁2
72 𝑔 𝑀𝑔= 49 𝑔 𝑁2
m exceso = m inicial – m reaccionante
m N2 exceso = 82 g – 49 g = 33 g N2
Ejercicio
Cuando 2 gramos de una cinta de zinc
metálico se coloca en una disolución acuosa
que contiene 2,5 g de nitrato de plata, la
reacción es la siguiente:
𝑍𝑛 + 2 𝐴𝑔𝑁𝑂3 ⟶ 2𝐴𝑔 + 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Qué masa de Ag se forma?
Rta.: a) R. Lim. AgNO3; b) 1,59 g de Ag
Estequiometría en reacción
Rendimiento
• Rendimiento teórico: es aquel calculado
estequiométricamente considerando que la
reacción es completa. Es decir, es la máxima
cantidad de producto que puede obtenerse.
• Rendimiento real: indica cuanto producto se obtuvo
experimentalmente.
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 =𝑅. 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑅. 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜. 100
Estequiometría en reacción
Se hacen reaccionar 10 g de óxido de aluminio
con exceso de ácido clorhídrico y se obtienen
25 g de cloruro de aluminio. Calcula el
rendimiento de la reacción.
Estequiometría en reacción
𝐴𝑙2𝑂3 + 6 𝐻𝐶𝑙 ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 3 𝐻2𝑂
102g 267g
Datos: 10g Al2O3, 25g AlCl3 (R.R.)
10 𝑔 𝐴𝑙2𝑂3.267 𝑔 𝐴𝑙𝐶𝑙3102 𝑔 𝐴𝑙2𝑂3
= 26,18 𝑔 𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑅. 𝑇. )
𝑅 =𝑅. 𝑅.
𝑅. 𝑇.. 100 =
25𝑔
26,18𝑔. 100 = 95,5%
Ejercicio
El carbonato de sodio reacciona con el
hidróxido de bario para producir hidróxido de
sodio y carbonato de bario.
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 ⇌ 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐵𝑎𝐶𝑂3
¿Cuántos gramos de NaOH se formarán a
partir de 50 g de Na2CO3, si el rendimiento es
del 70%?
Rta: 26,4 g NaOH
Estequiometría en reacción
Pureza
La pureza se refiere a la cantidad de un
producto de interés presente en una muestra
impura. Se expresa como porcentaje, es decir
la masa del compuesto de interés cada 100 g
de masa impura.
𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 =𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎
𝑚𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎. 100
mpura
mimpura
Estequiometría en reacción
El mineral hematita, cuyo principal
componente es óxido férrico, se usa para
obtener Fe según la siguiente reacción:
𝐹𝑒2𝑂3 + 3 𝐶 ⇌ 2 𝐹𝑒 + 3 𝐶𝑂
Determine la masa de hematita con 85% de
pureza necesaria para producir 500 g de Fe.
Estequiometría en reacción
𝐹𝑒2𝑂3 + 3 𝐶 ⇌ 2 𝐹𝑒 + 3 𝐶𝑂
160g 112g
mhematita = mimp
500 𝑔 𝐹𝑒.160 𝑔 𝐹𝑒2𝑂3112 𝑔 𝐹𝑒
= 714,3 𝑔 𝐹𝑒2𝑂3 (𝑚𝑝)
𝑃 =𝑚𝑝
𝑚𝑖. 100 ⇒ 𝑚𝑖 =
𝑚𝑝
𝑃. 100 =
714,3𝑔
85. 100 = 840,4𝑔
Ejercicio
¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se pueden
producir a partir de 750 g de cloruro de sodio de
88% de pureza?2 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑆𝑂4 ⇌ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 2 𝐻𝐶𝑙
Rta: 801,02 g Na2SO4
Síntesis
En las reacciones químicas, unas sustancias
se transforman en otras, cumpliendo con la
Ley de conservación de la masa y la Ley de
conservación de los elementos.
Todas las ecuaciones deben balancearse
para cumplir dichas leyes.
Las reacciones químicas pueden clasificarse
en función de diferentes criterios.
La estequiometría lidia con masas,
volúmenes, moles, etc.
Síntesis
La composición porcentual nos permite
saber que porcentaje en masa del total
corresponde a un elemento en un
compuesto, o a un compuesto en una
mezcla.
En las reacciones químicas aparecen casos
de estequiometría como reactivo limitante y
en exceso, rendimiento, pureza.