Institución educativa colegio once de noviembre




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INSTITUCIÓN EDUCATIVA

COLEGIO ONCE DE NOVIEMBRE

LOS PATIOS - N.S.

INSTITUCIÓN EDUCATIVA COLEGIO ONCE DE NOVIEMBRE

Una comunidad comprometida con la formación integral de la persona y el desarrollo del entorno”

CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

QUÍMICA

FECHA:

15/10/2013

DOCENTE DEL CURSO: DORIS TORRES

DOCENTE EN FORMACIÓN: RUBEN TORO

GRADO: 10°B

ESTEQUIOMETRÍA


ESTUDIANTE: _____________________________________________ NOTA: _____________
Logro: Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos.

ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometria es la rama de la química que estudia y determina las relaciones numéricas de peso, mol y volumen de las sustancias consumidas y producidas en una reacción química. Los cálculos relacionados con las cantidades de reactivos y productos se conocen como balanceada se les conoce como CÁLCULOS ESTEQUIMÉTRICOS y para realizarlos es indispensable balancear primero la ecuación química.
Tres importantes interrogantes pueden plantearse acerca de una reacción química:

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

2. ¿Qué cantidad de los reaccionantes se requiere para obtener una cantidad dada de los productos?

3. ¿Qué cantidad de uno de los reaccionantes se necesita para reaccionar exactamente con una cantidad dada de otro reaccionante? La base para resolver estos interrogantes es la ecuación química la cual nos suministra información cualitativa y cuantitativa. Por ejemplo para la reacción de síntesis del amoniaco.
N2 + 3H2 ------------------ 2NH3

Información Cualitativa: El Nitrógeno reacciona con el Hidrógeno para producir amoniaco.

Información Cuantitativa:



CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Para resolver problemas que impliquen cálculos estequiométricos se precisan cuatro etapas: primero, se escribe la ecuación química balanceada, luego, se convierte a moles la in- formación suministrada en el problema, a continuación se analizan las relaciones molares en la ecuación química y finalmente, se pasa de moles a la unidad deseada.


REACTIVO LÍMITE Y REACTIVO EN EXCESO
Al reactivo que se consume totalmente en una reacción química se le llama reactivo limitante o reactivo límite; de él depende la cantidad máxima de producto que se forma. Cuando la reacción cesa es porque el reactivo límite ha reaccionado hasta consumirse por completo. El reactivo que sobra se llama reactivo en exceso o reactivo excedente.
Para explicar estos conceptos, analicemos el siguiente ejemplo. Supongamos que disponemos de cuatro rebanadas de jamón y seis trozos de pan y deseamos hacer tantos emparedados como sea posible, utilizando dos trozos de pan y una rebanada de jamón para cada uno. Un cálculo rápido deja ver que solo se pueden hacer tres emparedados, pues solamente se tienen seis trozos de pan y no alcanza para utilizar todo el jamón disponible. El pan representa el reactivo límite y la rebanada de jamón sobrante representa el reactivo en exceso. Por lo tanto, la cantidad de producto (emparedados) se calcula con base en el reactivo límite, para nuestro ejemplo, el pan.

RENDIMIENTO
La cantidad máxima de producto que puede obtenerse de acuerdo con la ecua- ción química, a partir de una cantidad de reaccionantes, se denomina rendi- miento teórico.

Por muchas razones, la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria, en una reacción química, puede ser menor que la cantidad teóricamente posible (figura 44). Algunas de las razones son las siguientes:


  • Falta de cuidado al manipular el producto obtenido.

  • Las condiciones de la reacción no son adecuadas, por ejemplo, la tempera- tura o presión del sistema de reacción no son las ideales para el proceso.

  • La separación del producto deseado de la mezcla de reacción es muy difícil y no todo el producto logra aislarse. En algunos casos, un conjunto particular de reactivo da lugar a dos o más reacciones simultáneas, formando productos indeseables además de los deseados.

  • La calidad o pureza de las materias primas no es óptima.


La cantidad real de producto que se obtiene se denomina rendimiento real. El rendimiento real de una reacción se expresa en términos de % mediante la siguiente expresión:
Masa del producto obtenido

%rendimiento=_________________________ *100

Masa producto teórico

PUREZA
Por lo general, las sustancias que intervienen en los procesos químicos contienen impurezas. Estas impurezas representan un peso adicional que aumenta el peso de la sustancia pura, lo que afecta la calidad del producto. Debido a lo anterior, es importante cuantificar las impurezas antes de hacer el cálculo estequiométrico, para conocer así, la cantidad real de reactivo puro a partir del cual debemos realizar el cálculo


EJERCICIOS DE CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Repaso del concepto de mol y número de Avogadro

  1. Cuántas moles hay en:

  1. 5.5 kg de fosfato de calcio.

  2. 139 gramos de hidróxido de magnesio.

  3. 5.27 x 10 25 moléculas de nitrato de bario




  1. Cuantos gramos hay en:

  1. 0.98 moles de sulfato de potasio

  2. 2.25 moles de bromuro de aluminio.

  3. 4.67 x 10 27 moléculas de carbonato de magnesio.

  4. 1.27 x 1026 moléculas de óxido de magnesio


Razones molares


  1. El hierro de los materiales metálicos que dejamos a la intemperie, reacciona con el oxígeno del aire, produciendo óxido de hierro (III). Este compuesto es un sólido de color rojizo al que comúnmente llamamos óxido. Determina:

  1. La fórmula de la ecuación química balanceada.

  2. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro se obtendrían a partir de 8 moles de hierro? R/ 4 moles




  1. La soda blanqueadora (carbonato de sodio) se produce en forma comercial por calentamiento del carbonato ácido de sodio, según la siguiente ecuación:

NaHCO3 produce carbonato de sodio + dióxido de carbono + agua.

  1. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio se pueden obtener a partir de 178 gramos de carbonato ácido de sodio? R/ 112.292 g

  2. Cuantos gramos de gas carbónico se obtendrían en la reacción de la pregunta anterior? R/ 46.63 g

  3. Cuantas moles se producirían a partir de cada una de las cantidades dadas en los puntos a, b y c.




  1. Un experimento para transformar óxido de cobre (II) en cobre metálico se llevó a cabo en el siguiente aparato.



Para 100 g del óxido:

a) Escribe la ecuación química que represente la reacción que ha tenido lugar.

b) ¿Cuántos moles de óxido cúprico se utilizaron?

c) ¿Cuántos moles de cobre se producen en la reacción? R// 1.26, 1.26


  1. Cuando el cianuro de potasio (KCN) reacciona con el ácido clorhídrico, se desprende un gas venenoso letal, el cianuro de hidrógeno. Además también se produce cloruro de potasio. Si una muestra de 0.140 gramos de cianuro de potasio se trata con suficiente ácido clorhídrico, ¿Cuántos gramos de cianuro de hidrógeno se producirán? R/ 0.058g


Reactivo límite


  1. En la producción de ácido sulfúrico se hace reaccionar el trióxido de azufre con agua. En una experiencia se combinan 8,27 x 1023 moléculas de SO3 con 27 cm3 de H2O. ¿Cuál es la masa y moles de H2SO4 obtenido? R// 1.374 mol; 134.65 g




  1. Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan por doble desplazamiento. Una disolución que contiene 6.50 gramos de carbonato de sodio se mezcla con otra que tiene 7.00 gramos de nitrato de plata. ¿Cuántos gramos de CADA UNO DE LOS REACTIVOS y cuántos gramos de CADA UNO DE LOS PRODUCTOS, presentes al finalizar la reacción? R/ 0.00 gramos de reactivo limite, 4.32 gramos de reactivo en exceso, 5.68 gramos de carbonato de plata y 3.50 gramos de nitrato de sodio.




  1. ¿Qué cantidad de sulfato de sodio se puede obtener por la reacción de 26,6g de hidróxido de sodio y 54g de ácido sulfúrico? ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?




  1. Un método utilizado por la Agencia de protección Ambiental (EPA) de Estados Unidos para determinar la concentración de ozono en el aire consiste en hacer pasar la muestra de aire por un “burbujeador” que contiene yoduro de sodio, el cual captura el ozono según esta ecuación:

O3(g) + NaI + H2O(l) → oxígeno gaseoso, yodo sólido e hidróxido de sodio.

Si 5.6 moles de ozono reaccionan con 7.2 moles de yoduro de sodio.

  1. ¿Cuántos gramos de cada uno de los productos se forman?

  2. ¿Cuántas moles de cada uno de los productos se forman? R/ 3.6 mol, 7.2 mol, 7.2 mol




  1. Se tratan 6 g de aluminio con 200 ml de disolución acuosa de ácido sulfúrico 0,15 M. Determínese: a) el volumen de hidrógeno que se obtendrá en la reacción medido a 20º C y 745 mm Hg de presión. b) la masa de sulfato de aluminio anhidro que se obtendrá por evaporación de la disolución. R// 735 mL, 3,42 g.




  1. Se tiene una muestra de 200 g de calcita que contiene un 80% de carbonato cálcico puro y se trata con ácido sulfúrico, produciéndose en la reacción correspondiente sulfato cálcico, dióxido de carbono y agua. Se pide calcular: a) el volumen -en litros- de un ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,836 g/mL que es necesario para que reaccione todo el carbonato cálcico presente en esa muestra de mineral. b) los gramos de sulfato cálcico producidos en esa reacción. c) los litros de dióxido de carbono que se forman, medidos a 30ºC y 720 mm de mercurio de presión. R// 0,087 L, 217,6 g, 41,96 L


Rendimiento porcentual.

  1. Una tira de zinc metálico que pesa 2.00 gramos se coloca en una solución acuosa que contiene 2.50 gramos de nitrato de plata. La reacción es de desplazamiento simple.

  1. ¿Cuál es el reactivo límite?

  2. ¿Cuántos gramos de metal puro se forman? R/ 1.59

  3. ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedarán. R/ 1.52

  4. ¿Cuántos gramos de sal se forman? R/ 1.39

  5. Si la eficiencia de la reacción es del 89%. ¿Cuántos gramos de cada uno de los productos se obtienen?




  1. El hidróxido de sodio sólido reacciona con el dióxido de carbono gaseoso para producir carbonato de sodio como precipitado y agua.

  1. ¿Cuál es el reactivo limitante cuando se permite que reaccionen 1.70 moles de hidróxido de sodio y 1 mol de dióxido de carbono? R/ NaOH.

  2. ¿Cuántas moles de sal pueden producirse? R/ 0.850 mol.

  3. ¿Cuántas moles de reactivo en exceso quedan al final de la reacción? R/ 0.15 moles.

  4. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman si la eficiencia de la reacción es del 95.32%?




  1. El litio y el nitrógeno reaccionan para producir nitruro de litio. Si se hacen reaccionar 5.00 gramos de cada reactivo y el rendimiento es del 80.5%. ¿Cuántos gramos de nitruro de litio se obtienen en la reacción? R/ 6.73




  1. En un proceso industrial se obtienen 80g de hidróxido de sodio por la electrólisis de una solución que contiene 150g de NaCl en suficiente agua, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?

NaCl + H2O NaOH + H2 + Cl2

  1. La hidrazina líquida (N2H2) se obtiene a escala industrial haciendo reaccionar amoniaco con cloro y solución de hidróxido sódico. Teniendo en cuenta que como productos de reacción se obtienen también cloruro sódico y agua. Se pide: a) Escribir la reacción ajustada. b) Si se hacen burbujear 200 g de NH3 gas y 175 g de Cl2 en una solución que contiene exceso de hidróxido de sodio y se obtiene hidrazina con un rendimiento del 90%. ¿Qué cantidad en gramos de hidrazina se recuperará? R// 33,27 g


Porcentaje de pureza.

  1. Se hace reaccionar una muestra de 6,5 g de cromo del 75% de pureza con 20 g de oxígeno del 90% de pureza. ¿Cuántos gramos de óxido de cromo (III) pueden producirse? ¿Qué cantidad de moles de reactivo en exceso quedan al terminar la reacción?




  1. El hidróxido de bario reacciona con el dióxido de carbono para producir carbonato de bario y agua.

  1. ¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de la reacción de 0.41 moles de hidróxido de bario con el 95% de pureza y 0.8 moles de dióxido de carbono con el 12 % de impurezas? R/ 7 g

  2. Cuantos moles de carbonato de bario producen a partir de los mismos reactivos?

  3. Si la eficiencia de la reacción es del 79%, ¿cuántos gramos de cada uno de los productos se obtienen? 5.5 g de agua




  1. ¿Qué porcentaje de pureza tienen 40g de hidróxido de sodio que reaccionan con ácido fosfórico y se producen 261g de fosfato de sodio? ¿qué rendimiento presenta la reacción?




  1. Para la obtención de 40g de tricloruro de aluminio por neutralización de ácido clorhídrico e hidróxido de aluminio. ¿Qué cantidad de ácido del 35% de pureza se necesita?




  1. ¿Cuál es el porcentaje de pureza de una muestra de un mineral de hierro, si 200 g de la muestra impura producen 9.0 g de hidrógeno? La ecuación es:

Fe + HCl → FeCl3 + H2 R// 84 %

  1. El acetileno, C2H2, puede obtenerse según la ecuación:

CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2

¿Cuál es la pureza que debe tener una muestra de 128 g de carburo de calcio, CaC2, si al reaccionar produce 39 g de acetileno puro? R// 75%

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