Asignatura: Química
Curso: Acceso Mayores de 25 años
Centro: Universidad de La Laguna
Curso Académico: 2009-10
Estequiometría
Profesor: Bernardo Domínguez Hernández
Departamento de Química Física
Universidad de La Laguna
correo: [email protected]
pág. web: webpages.ull.es/users/bdomingh
pág. 2
Definiciones
Elemento: Sustancia pura que no puede convertirse en una forma de materia
más simple por ningún tipo de transformación química.
Átomo: Es la unidad más pequeña de materia que conserva
las características del elemento al que pertenece.
Símbolo: Es la representación de un elemento.
Sodio: Na
Cloro: Cl
Compuesto: Sustancia pura en la que están combinados dos o más elementos en proporciones fijas y constantes.
Molécula: Es la unidad más pequeña de materia que conserva
las características del compuesto al que pertenece.
Fórmula: Es la representación de una molécula.
Agua: H2O
Cloruro de potasio: KCl
Fórmula empírica: Sólo da las proporciones. (CH3)n
Fórmula molecular: Da las cantidades reales. C2H6
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 3
Número atómico: Es el número de electrones o protones que contiene un
átomo
Número másico: Es el número de protones más neutrones que contiene un
átomo
Isótopos: Son aquellos átomos que tienen el mismo número atómico pero
distinto peso atómico. Sólo se diferencian en el número de neutrones.
1
H
2
3
H
12
H
C
13
C
14
235
C
U
238
U
Mol: Cantidad de materia que contiene tantas unidades elementales como
hay en exactamente 12 g del isótopo 12 del Carbono.
n = m/M
;
moles = gramos/peso molecular
Unidad de masa atómica: Unidad de masa igual a la doceava parte de la
masa del isótopo 12 del carbono. 1 uma = 1/NA g
Número de Avogadro: Número de partículas contenidas en 1 mol de sustancia.
6.022·1023 mol-1
602 200 000 000 000 000 000 000
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 4
Átomo (Chadwick – 1932) 100 pm
Núcleo 0.005 pm
Corteza
Masa del átomo
Neutrones(0)
Protones (+)
Electrones (─)
10-4 rat. Diezmilésima parte del tamaño del átomo
12
C
6
6
12.01
C
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
12
6
C
13
6
C
14
6
C
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 5
A partir del siguiente cuadro de los isótopos del Mg, número atómico 12, calcúlese el peso atómico medio del magnesio así como el número de protones
y neutrones de cada uno de los isótopos.
Abundancia
Isótopo
M(g/mol)
24Mg
23.9850
78.70%
25Mg
24.9858
10.13%
26Mg
25.9826
11.17%
La masa atómica será la media ponderada:
+ 23.9850·0.7870 + 24.9858·0.1013 + 25.9826·0.1117 = 24.3095 g/mol
Sabiendo que el número atómico coincide con los protones y el número másico es la suma de protones más neutrones:
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Isótopo
Protones
Neutrones
24Mg
12
12
25Mg
12
13
26Mg
12
14
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 6
Tabla Periódica
Al pasar de un elemento al siguiente se añade un electrón a la corteza y un
protón al núcleo.
29 63.54
26 55.85
6 12.01
1 1.01
Fe
H
Cu
C
17 35.45
Cl
11 22.99
Na
33 74.92
88
226
Ra
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
74 183.8
79 197.0
W
Au
As
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 7
Masa atómica (peso atómico): Es un número que indica, en promedio, cuán
pesado es un número de Avogadro de átomos al compararlo con un número
de Avogadro del isótopo 12 del carbono. Es la cantidad de materia contenida
en un número de Avogadro de átomos. g/mol
Masa molecular (peso molecular): Es un número que indica, en promedio,
cuán pesado es un número de Avogadro de moléculas al compararlo con un
número de Avogadro del isótopo 12 del carbono. Es la cantidad de materia
contenida en un número de Avogadro de moléculas. g/mol
O
S
O
H
H
O
S
O
H
O
2 H = 2× 1 = 2
H2SO4 1 S = 1×32 = 32
4 O = 4×16 = 64
98 g/mol
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 8
En estequiometría vamos a manejar gramos, moles y átomos o
moléculas. Si las unidades de la masa atómica o molecular son
g/mol y las unidades del número de Avogadro son átomos/mol o
moléculas/mol, resulta inmediato concluir que la relación entre
gramos, moles y átomos o moléculas es:
×NA/M
gramos
÷M
×M
moles
×NA
÷NA
moléc./át.
×M/NA
Así: Determinar la masa de la siguiente mezcla: 0.150 moles de Hg
más 0.150 g de Hg más 4.53·1022 átomos de Hg. [Hg: 200.6 g/mol]
0.150 moles Hg = 0.150 moles × 200.6 g/mol =
= 30.1 g Hg
0.150 g Hg =
= 0.150 g Hg
22 átomos × 200.6 g/mol
4.53·10
22
4.53·10 átomos Hg =
= 15.1 g Hg
6.022·1023 átomos/mol
= 45.3 g Hg
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 9
moles
÷M
gramos
×M
÷NA
×NA/M
×M/NA
×NA
moléc./át.
¿Cuál de las siguientes sustancias tiene mayor masa: a) 100 g de Zn;
b) 8 moles de Be; c) 8·1023 átomos de Pd? [Be: 9.0 g/mol; Pd: 106.4 g/mol]
100 g Zn =
= 100 g Zn
8 moles Be = 8 moles × 9.0 g/mol =
= 72.0 g Be
23
× 106.4 g/mol
8·1023 átomos Pd = 8·10 átomos
6.022·1023 átomos/mol
= 141.3 g Pd
El Pd es el de mayor masa con 141.3 g
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 10
Cálculo de Pesos Moleculares
3 Ba = 3×137.3 =411.9
Ba3(PO4)2 2 P = 2×31 = 62
BeI2
1 H = 1× 1 = 1
HNO3 1 N = 1×14 = 14
8 O = 8×16 = 128
601.9 g/mol
1 Be =1×9 = 9
H2O
3 O = 3×16 = 48
63 g/mol
2 H = 2×1 = 2
2 I = 2×126.9 =253.8
1 O = 1×16 = 16
262.8 g/mol
18 g/mol
1 Cu = 1×63.5 = 63.5
1S
CuSO4·5H2O
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
= 1×32
= 32
4 O = 4×16 = 64
5 H2O = 5×18 = 90
249.5 g/mol
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 11
Estequiometría: Es la parte de la Química que estudia las relaciones en peso
de los elementos en un compuesto o de los reactivos y productos en una
ecuación química.
Coeficientes estequiométricos: Son los subíndices en un compuesto o los
números que preceden a las sustancias en una ecuación química.
4 Coeficiente estequiométrico del O
H2SO4
2 Coeficiente estequiométrico del H
1 Coeficiente estequiométrico del S
3 Coeficiente estequiométrico del Ba
Ba3(PO4)2
1 Coeficiente estequiométrico del P
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
2 Coeficiente estequiométrico del grupo PO4
4 Coeficiente estequiométrico del O
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 12
Estequiometría de un Compuesto
M(g/mol)
98
1
16
32
2
32
H2SO4 ≡ 2 H ≡ 4 O ≡ 1 S ≡ 1 H2 ≡ 2 O2
moles
1
2
4
1
1
2
moléc/át
1×NA
2×NA
4×NA
1×NA
1×NA
2×NA
gramos
1×98
2×1
4×16
1×32
1×2
2×32
¿Cuántos moles de H2 hay en 43.5 g de H2SO4?
98 g
43.5 g
1 mol
moles ?
43.5×1/98 = 0.44 moles
¿Cuántos átomos de O hay en 0.23 moles de H2SO4?
1 mol
0.23 moles
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
4×NA át.
átomos ?
0.23×4×NA/1 = 0.23×4×6.022×1023 = 5.5×1023 átomos
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 13
M(g/mol)
601.9
137.3
31
16
32
Ba3(PO4)2 ≡ 3 Ba ≡ 2 P ≡ 8 O ≡ 4 O2
moles
1
3
2
8
4
moléc/át
1×NA
3×NA
2×NA
8×NA
4×NA
gramos
1×601.9
3×137.3
2×31
8×16
4×32
¿Cuántos moles de O2 hay en 82.2 g de Ba3(PO4)2?
601.9 g
82.2 g
4 moles
moles ?
82.2×4/601.9 = 0.54 moles
¿Cuántos átomos de O hay en 1.77 moles de Ba3(PO4)2?
1 mol
1.77 moles
8×NA át.
átomos ?
1.77×8×NA/1 = 1.77×8×6.022×1023 = 8.5×1024 átomos
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
Para el compuesto C6H5NO2 (nitrobenceno), calcular:
5/2
M(g/mol)
2
123
12
1
6
6·NA
6·12
5
5·NA
5·1
14
16
pág. 14
1/2
28
32
C6H5NO2 ≡ 6 C ≡ 5 H ≡ 1 N ≡ 2 O ≡ 2.5 H2 ≡ 0.5 N2 ≡ 1 O2
moles
moléc/át
gramos
1
1·NA
1·123
1
1·NA
1·14
2
2·NA
2·16
2.5
2.5·NA
2.5·2
0.5
0.5·NA
0.5·28
1
1·NA
1·32
a) g de C en 5 moles de C6H5NO2
1 mol
5 moles
72 g
g?
5×72/1 = 360 g
b) g de C por cada 10 g de N
72 g
g?
14 g
10 g
10×72/14 = 51.4 g
c) moles de O en 150 g de C6H5NO2
123 g
150 g
2 moles
moles ?
150×2/123 = 2.44 moles
d) moles de O2 en 200 g de C6H5NO2
123 g
200 g
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
1 moles
moles ?
200×1/123 = 1.63 moles
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
Para el compuesto C6H5NO2 (nitro… Continuación
5/2
M(g/mol)
2
123
12
1
6
6·NA
6·12
5
5·NA
5·1
14
16
pág. 15
1/2
28
32
C6H5NO2 ≡ 6 C ≡ 5 H ≡ 1 N ≡ 2 O ≡ 2.5 H2 ≡ 0.5 N2 ≡ 1 O2
moles
moléc/át
gramos
1
1·NA
1·123
1
1·NA
1·14
2
2·NA
2·16
2.5
2.5·NA
2.5·2
0.5
0.5·NA
0.5·28
1
1·NA
1·32
e) moléculas de H2 en 2 moles de C6H5NO2
1 mol
2 moles
2.5·NA
2·2.5·NA/1 =
moléc ?
3.01·1024 moléc.
f) átomos de C en 3 g de C6H5NO2
123 g
3g
6·NA
at. ?
3×6×6.022×1023/123 = 8.81·1022 átomos
g) porcentaje de N
123 g
100 g
14 g
g?
100×14/123 = 11.4% N
h) masa de un átomo de N y una molécula de O2
NA át.
1 át.
14 g
g?
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
14/NA=2.3·10-23 g
NA át.
1 át.
32 g
g?
32/NA=5.3·10-23 g
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 16
Fórmula empírica
Un compuesto se sabe que está formado por 2.04% de hidrógeno, 32.6% de
azufre y el resto de oxígeno. Determinar la fórmula empírica del compuesto.
Sabiendo que el peso molecular es 98 g/mol, determinar la fórmula molecular.
M(g/mol)
1
32
16
H
S
O
porcentaje
2.04
32.6
65.3
g en 100 totales
2.04
32.6
65.3
2.04
32.6
1.02
32
65.3
4.08
16
2.04
1
moles
números enteros
Dividimos por el
menor (1.02).
Los moles son el cociente
entre los gramos y el peso
atómico.
La suma tiene
que ser 100
H2.04S1.02O4.08
1
4
2
Fórmula empírica: (H2SO4)n
H2S1O4
La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción.
Fórmula molecular: (2×1+1×32+4×16) ×n=98 → n = 1
En este caso fórmula empírica y molecular coinciden.
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
H2SO4
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 17
Un compuesto se sabe que está formado por 25.4% de Cu, 12.8% de S, 25.7%
de O y el resto de agua. Determinar la fórmula empírica del compuesto. Sabiendo que el peso molecular es 249.5 g/mol, determinar la fórmula molecular.
Los moles son el cociente
M(g/mol)
entre los gramos y el peso
atómico.
63.5
32
16
18
Cu
S
O
H 2O
porcentaje
25.4
12.8
25.7
36.1
g en 100 totales
25.4
12.8
25.7
36.1
moles
0.4
0.4
1.6
2.0
Cu0.4S0.4O1.62H2O
1
1
4
5
Cu1S1O4·5H2O
números enteros
Dividimos por
el menor (0.4).
La suma tiene
que ser 100
Fórmula empírica: (CuSO4·5H2O)n
La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción.
Fórmula molecular: (1×63.5+1×32+4×16+5×18) ×n=249.5 → n = 1
En este caso fórmula empírica y molecular coinciden.
CuSO4·5H2O
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 18
Fórmula empírica
La glucosa contiene un 40% de C, 6.71% de H y 53.29% de O. ¿Cuál es su fórmula empírica? Conocemos a través de diversos experimentos que el peso
molecular de la glucosa es aproximadamente 175 g/mol. Hallar su fórmula
molecular y su peso molecular exacto.
M(g/mol)
12
1
16
C
H
O
porcentaje
40
6.71
53.29
g en 100 totales
40
6.71
53.29
40
12
moles
números enteros
Dividimos por el
menor (3.33).
3.33
6.71
6.71
1
53.29
16
Los moles son el cociente
entre los gramos y el peso
atómico.
3.33
2
1
1
Fórmula empírica: (CH2O)n
C3.33H6.71O3.33
C 1 H 2 O1
La fórmula obtenida es empírica puesto que el porcentaje nos da sólo la proporción.
Fórmula molecular: (1×12+2×1+1×16) ×n ≈ 175 → n ≈ 5.83
n=6
Fórmula molecular: C6H12O6
Peso molecular exacto: 6×12+12×1+6×16 = 180 g/mol
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 19
Reacción Química: Proceso mediante el cual una o más sustancias (llamadas
Reactivos) se transforman en otras diferentes (llamadas Productos)
El amoníaco reacciona con el oxígeno para dar monóxido de nitrógeno y agua
Ecuación Química: Es la representación de una Reacción Química
NH3 + O2 → NO + H2O
Síntesis:
Descomposición:
Tipos
Desplazamiento:
Intercambio:
Na + Cl → NaCl
CaCO3 → CaO + CO2
CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
Combustión: Es aquella en la que un compuesto reacciona con oxígeno para
dar, normalmente, los óxidos de los elementos que contiene:
CH3–CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Reactivo limitante: Es aquel que por estar en defecto, con respecto a las proporciones estequiométricas, marca la estequiometría de la reacción.
Rendimiento de un reacción: Es el cociente entre la cantidad real y la teórica.
Para referir como porcentaje este cociente, tendremos que multiplicarlo por
100.
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 20
Estequiometría de una reacción
M(g/mol)
Coeficientes estequiométricos.
17
2
28
2 NH3
3 H2 + 1 N2
moles
2
3
1
moléc/át.
2×NA
3×NA
1×NA
gramos
2×17
3×2
1×28
V (P y T Ctes)
2
3
1
P (V y T Ctes)
2
3
1
¿Cuántos moles de H2 se forman a partir de 85.7 g de NH3?
34 g
85.7 g
3 moles
moles ?
85.7×3/34 = 7.56 moles
¿Cuántas moléculas de N2 se forman con 1.73 moles de NH3?
2 moles
1×NA moléc.
1.73 moles
moléc. ?
1.73×1×NA/2 = 1.73×1×6.022×1023/2 = 5.21×1023 moléculas
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 21
Ecuación química con reactivo limitante
M(g/mol)
28
1 N2
2
+
17
3 H2
2 NH3
moles
1
3
2
moléc./át.
1×NA
3×NA
2×NA
gramos
1×28
3×2
2×17 Proporciones es-
V (P y T Ctes)
1
3
2
P (V y T Ctes)
1
3
2
tequiométricas
Por cada mol de nitrógeno necesito 3 moles de hidrógeno
1 mol de nitrógeno y 3 moles de hidrógeno forman 2 moles de amoniaco
RL 1 mol
RL 14 g
8g
2 moles
5 mol
RL 24 g
6 moles RL
10 g
RL 3 moles
1 mol
12 moles
2 moles RL
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 22
Rendimiento de una ecuación química
Algunos reactivos pueden generar distintos productos
mediante reacciones paralelas:
CO2 + H2O
CH3–CH2OH + O2
CO + H2O
Cada una tiene sus propios coeficientes estequiométricos:
81%
CH3–CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
CH3–CH2OH + 2 O2 → 2 CO + 3 H2O
19%
Decimos, entonces, que la primera reacción tiene un rendimiento del
81%. Los valores teóricos que obtengamos tendremos que multiplicarlos por 0.81.
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 23
Se queman 97.0 g de C2H6 con 215 g de O2. a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuánto queda del que está en exceso? c) ¿Cuántos moles de CO2 se obtienen, si el rendimiento de la reacción es del 83%? d) Siendo éste el rendimiento, ¿cuánto tendríamos que consumir de C2H6 para obtener 65.0 g de
H2O?
Reacción de combustión:
Con O2 para dar CO2 y H2O
M(g/mol)
30
1 C2H6 +
moles
1
32
7/2 O2
7/2
44
18
2 CO2 + 3 H2O
2
3
moléc/át.
1×NA
7/2×NA
2×NA
3×NA
gramos
1×30
7/2×32
2×44
3×18
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
30
7/2×32
97.0×7/2×32/30 = 362 g
Necesito 362 g y sólo tengo 215 g
97.0
215
El reactivo limitante es el O2
b) ¿Cuánto queda del que está en exceso?
30
x
7/2×32
215
x = 215×30/(7/2×32) = 57.6 g
Sobra 97.0 - 57.6 = 39.4 g de C2H6
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 24
Se queman 97.0 g de C2H6 con 215 g de O2….. Continuación
M(g/mol)
30
32
1 C2H6 +
moles
1
7/2 O2
7/2
44
18
2 CO2 + 3 H2O
2
3
moléc/át.
1×NA
7/2×NA
2×NA
3×NA
gramos
1×30
7/2×32
2×44
3×18
c) ¿Cuántos moles de CO2 se obtienen si el rendimiento de la reacción es
del 83%?
7/2×32 g
2 moles
215 g
moles?
moles = 215×2/(7/2×32) = 3.84 moles TEÓRICOS
Como el rendimiento es del 83%: 3.84×0.83 g = 3.19 moles REALES
d) Siendo éste el rendimiento, ¿cuánto tendríamos que consumir de C2H6 para
obtener 65.0 g de H2O?
Los 65.0 g Reales
equivalen a
65.0/0.83 = 78.3 g Teóricos
1×30 g
g?
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
3×18 g
78.3 g
g = 1×30×78.3/(3×18) = 43.5 g de C2H6
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 25
En la combustión de 44.0 g de gas propano con 224 g de O2, a) ¿queda exceso de alguno de los reactivos? b) Si es así, ¿de cuál y cuántos gramos permanecen sin reaccionar? c) En este exceso, ¿cuántos moles, moléculas y
átomos hay de dicho reactivo? d) ¿Qué cantidad de agua se recogerá al término de dicha reacción?
Reacción de combustión:
Con O2 para dar CO2 y H2O
M(g/mol)
44
32
44
18
1 C3H8 +
5 O2
3 CO2 + 4 H2O
moles
1
5
3
4
moléc/át.
1×NA
5×NA
3×NA
4×NA
gramos
1×44
5×32
3×44
4×18
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
44
5×32
44.0×5×32/44 = 160 g
Necesito 160 g y tengo 224 g
44.0
224
El reactivo limitante es el C3H8
b) Si es así, ¿de cuál y cuántos gramos permanecen sin reaccionar?
Es el O2 el que está en exceso: Sobran 224 - 160 = 64 g de O2
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 26
En la combustión de 44.0 g de gas… Continuación
Reacción de combustión:
Con O2 para dar CO2 y H2O
M(g/mol)
44
32
44
18
1 C3H8 +
5 O2
3 CO2 + 4 H2O
moles
1
5
3
4
moléc/át.
1×NA
5×NA
3×NA
4×NA
gramos
1×44
5×32
3×44
4×18
c) En este exceso, ¿cuántos moles, moléculas y átomos hay de dicho reaccionante?
5·32
5
5·NA
2·5·NA
64 g
moléc.?
át.?
moles?
64·5/(5·32) = 2 moles
64·5·NA/(5·32) = 1.2·1024 moléculas
64·2·5·NA/(5·32) = 2.4·1024 átomos
d) ¿Qué cantidad de agua se recogerá al término de la reacción?
44
44.0
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
4×18
g?
44.0×4×18/44 = 72 g
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 27
Un compuesto gaseoso que contiene sólo C, H y N se mezcla con el oxígeno
necesario para su combustión completa a CO2, H2O y N2. La combustión de 9
volúmenes de la mezcla produce a 4 vol. de CO2, 6 vol. de H2O y 2 vol. de N2,
todos a la misma presión y temperatura. a) ¿Cuántos volúmenes de O2 se necesitan para la combustión? b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
V1 CxHyNz + V2 O2
4 CO2 + 6 H2O + 2 N2
a) En igualdad de p y T, medir volúmenes es igual que contar moles
moles
V1
V2
4
6
2
2·V2 = 4·2 + 6 = 14 Ξ V2 = 7 vol. de O2
b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
V1 + V2 = 9 Ξ V1 = 9 - 7 = 2 Ξ V1 = 2 vol. de compuesto
2 CxHyNz + 7 O2
2·x = 4
Ξ x=2
2·y = 12 Ξ y = 6
2·z = 4
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
4 CO2 + 6 H2O + 2 N2
La fórmula molecular será: C2H6N2
Ξ z=2
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
pág. 28
Un compuesto gaseoso que contiene sólo C, H y S se quema con O2 bajo
condiciones tales que los volúmenes individuales de los reactivos y de los
productos pueden ser medidos en igualdad de p y T. Se encuentra que 3 vol.
del compuesto reaccionan con O2 para dar 3 vol. de CO2, 3 vol. de SO2 y 6
vol. de vapor de H2O. a) ¿Qué volumen de O2 se requiere para la combustión?
b) ¿Cuál es la fórmula del compuesto? c) ¿Es empírica o molecular?
3 CxHySz + V O2
3 CO2 + 3 SO2 + 6 H2O
a) En igualdad de p y T, medir volúmenes es igual que contar moles
moles
3
V
3
3
6
2·V = 3·2 + 3·2 + 6·1 = 18 Ξ V = 9 vol. de O2
b) ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
3 CxHySz + 9 O2
3 CO2 + 3 SO2 + 6 H2O
3·x = 3·1 Ξ x = 1
3·z = 3·1 Ξ z = 1
La fórmula será: CH4S
3·y = 6·2 Ξ y = 4
c) La fórmula es molecular
Química - Curso de Acceso
Mayores de 25 años
Estequiometría
Bernardo Domínguez Hernández
Descargar

Equilibrio de Fases de una Sustancia Pura