+ SiO 2 (s)

INSTITUTO ABDON CIFUENTES
SAN FELIPE
PROF. JENNY ARÉVALO SALGADO
1. APUNTE EJERCICIOS ESTEQUIOMETRIA SEGUNDO MEDIO
La siguiente actividad de evaluación busca demostrar los aprendizajes de los estudiantes en relación con la estequiometría de una
reacción química de importancia industrial.
1.
El vidrio que utilizamos en nuestras ventanas o en algunas botellas se obtiene a partir de arena, y un tipo especial es la
arena de cuarzo, cuya fórmula química es SiO2. Esa arena se funde en hornos industriales con una mezcla de carbonato
de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1.500-1.600 °C, para obtener el vidrio de fórmula Na2O • CaO • 6SiO2
.
La ecuación química para este proceso industrial es:
Na2CO3 (s)
+ CaCO3 (s) +
Carbonato de sodio
SiO2(s)
→ Na2O • CaO • 6SiO2 (l) +
+ carbonato de calcio+ silicato →
vidrio
+
CO2 (g)
anhídrido carbónico
Al respecto, realice las siguientes actividades:
A) calcular la masa molar de cada una de las sustancias que participan en la reacción para producir vidrio
B) balancear la ecuación química
C) determinar la cantidad de arena (en gramos) que se necesita para fabricar una botella de vidrio común, que tiene una
masa de 500 g
D) determinar cuántos gramos de CO2 (g) se liberan al medioambiente en la producción de una botella de vidrio común, que
tiene una masa de 500 g
E) calcular los moles de CaCO3 (s) que se requieren para obtener 12 L de CO2 (g)
F) si se forman 8 x 10 29 moléculas de CO2 (g) que masa de Na2CO3 (s) ha reaccionado
G) si se dispone de 30 gr de Na2CO3 (s) y 50 gr de CaCO3 (s) ¿cuántos moles de vidrio se obtienen?
H) Cuántos gramos de vidrio se forman al reaccionar 7 moles de SiO2 (s)
I) Si reaccionan 100 gr de CaCO3 (s) ¿qué masa de vidrio se obtiene?
2.
Analizar la reacción química que se produce a partir de la lluvia ácida:
SO3 + H2O → H2SO4
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
a) Qué observa?
b) Calcular cada una de las masas de las sustancias presentes usando tabla periódica.
c) Verificar que las reacciones estén balanceadas.
d) Determinar el valor que falta en la siguiente reacción de la lluvia ácida:
SO3
X
+
2NO2
92g
e)
3.
+
H2O
17,99g
H2O
17,99g
→ H2SO4
98,02g
→
HNO3
63g
+
HNO2
X
Qué ley o leyes se verifican en las reacciones anteriores? Explique
Analizar las reacciones químicas de las etapas de extracción del cobre:
CuFeS2 (s) + 3 CuCl2 (ac)
→ 4 CuCl (s) + FeCl2 (ac) + 2 S (s)
CuCl (s) + Cl- (ac) →
CuCl2- (ac)
2 CuCl2- (ac) → Cu(s) + CuCl2 (ac) + 2 Cl- (ac)
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Verificar si las reacciones químicas presentes se encuentran balanceadas;
si no es así, las equilibrar.
Calcular la masa molar de cada una de las especies participantes.
Indicar la relación que se establece entre reactantes y productos de todas las reacciones, a través de los coeficientes
estequiométricos.
Calcular la cantidad (gr) de calcopirita (CuFeS2(s)) necesaria para generar una tonelada de Cu(s).
Si se inicia la reacción con 500 kg de calcopirita y 300 kg de cloruro de cobre (II), ¿qué cantidad de cobre es el
máximo que se puede formar?
Para que quede más claro aún:
4.
El cloro y metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción: Cl2 + CH4 → CHCl3
Para cada uno de los siguientes casos, establezca cuál es el reactivo límite
a.
1,5 moles de cloro (Cl2) y 1,5 moles de CH4
b.
2,0 moles de cloro (Cl2) y 3 moles de CH4
c.
0,5 moles de (Cl2) y 0,20 moles de CH4
1
d.
e.
0,2 moles de (Cl2) Y 0,3 moles de CH4
2,0 moles de (Cl2) y 7 moles de CH4
5.
Dada la siguiente ecuación estequiométrica
CaH2 + 2H2O
Establezca en cada caso cuál es el reactante límite
a.
10 gramos de CaH2 y 50 gramos de H2O
b.
0,1 gramos de CaH2 y 0,5 gramos de H2O
c.
500 gramos de CaH2 y 200 gramos de H2O
d.
200 gramos de CaH2 y 500 gramos de H2O
e.
1 kilogramo de CaH2 y 3 kilogramos de H2O
→ Ca(OH)2 + 2H2
6.
Calcule la máxima cantidad de cloroformo, CHCl3, que se puede producir en las 3 primeras combinaciones del
ejercicio ¿Cuál es el reactivo que está en exceso y cuánto sobra en cada caso?
7.
¿Cuál es la cantidad máxima de H2 qué puede obtenerse en las 3 primeras combinaciones del ejercicio 5? ¿Cuál
es el reactivo que está en exceso y cuánto queda en cada caso?
8.
El nitruro de magnesio se produce mediante la siguiente reacción:
3Mg + N2 → Mg3N2
a.
¿Cuánto nitruro se produce a partir de 126 gramos de Mg y 82 gramos de N2.
b.
¿Cuál es el reactivo en exceso y cuánto queda?
8.
Cuando se calienta Cu en presencia de S se produce Cu2S. ¿Cuánto sulfuro de cobre se produce a partir de 100
gramos de Cu y 50 gramos de S?
2Cu + S Cu2S
a.
¿Cuál es el reactante límite?
b.
¿Cuánto queda de reactivo en exceso?
Leer más: http://cienciaaldia2011.webnode.es/grado-once-2011/ii-periodo/talleres/talleres-de-profundizacion/taller-deprofundizacion-sobre-reactivo-limite-y-en-exceso/
PORCENTAJE EN RENDIMIENTO
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos
el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama
rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce
con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es
claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Razones de este hecho:
 es posible que no todos los productos reaccionen
 es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
 la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento
porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo:
La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el
rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).
En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.
1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H 2S.
(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g
2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
Rendimiento con Reactivos Limitantes
Ejemplo:
La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el
rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)
2
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487,2
número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2: 70,9
número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb 4 a 6 moles de Cl2.
Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl 3 que puede obtenerse con 2,00 g de Cl 2 (el
reactivo
limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(3,65/4,29) x 100 = 85,08%
Ahora a trabajar usted, próxima clase debe traer su Tabla periódica y su calculadora y muchas ganas de trabajar!!!!!!!
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