Page 24 - QuímicaII_v2018

Relaciones estequiométricas 17
Ejemplar Muestra. Prohibida su reproducción total o parcial.
EJEMPLO 1.7
Al calentarlo, el nitrito de amonio (NH4NO2) se descompone en nitrógeno molecular (N2) y agua. Calcula el volumen de nitrógeno molecular que se obtiene al calentar 100 g de nitrito de amonio en las siguientes condiciones: a) tpn y b) 25 °C y 780 mm Hg.
Solución
1. NH4NO2(g) ∆ N2(g) + H2O(l)
2. NH4NO2(g) ∆ N2(g) + 2H2O(1)
3. La relación es masa-volumen, porque la cantidad dada en el problema se expresa en gramos y la solicitada, en litros.
4. Factores de conversión:
a) tpn (0 °C = 273 K y 1 atm = 760 mm Hg)
100g NH NO ×1 molNH4NO2 × 1 molN2 ×22.4LN2 =35LN
4 2 64.0 g NH NO 1 mol NH NO 1 mol N 2
Se obtienen 35.0 L de N2.
b) A 25 °C = 298 K y 780 mm Hg. En este caso debes comenzar con el resultado
anterior y las condiciones de presión y temperatura bajo las cuales se calculó este dato, después escribe las nuevas condiciones, la operación es la siguiente:
42422
35 LN 2
× 760 mm Hg × 273 K
298 K 780 mm Hg
= 35 L de N 2
¿SaBÍaS QUE...?
El nitrógeno molecular (N2) se usa para inflar los paquetes que contienen alimentos (por ejemplo, las papas fritas) con el propósito de mantenerlos frescos más tiempo al evitar su descomposición por el oxí- geno y otras sustancias. El N2 también se emplea para inflar los neumáticos de los vehícu- los automotores (automóviles, grandes camiones comerciales y aviones). Dado que las molé- culas de nitrógeno son más grandes y pesadas que las de oxígeno, el nitrógeno se esca- pa lentamente y resiste mejor el calor, lo que aminora el des- gaste de las ruedas, aumenta el kilometraje y hace que el ve- hículo reduzca las emisiones contaminantes.
El nitr usa p que c ejem el pro fresc su de geno tambi los ne los au grand y avio culas grand oxíge pa len el cal gaste el kilo hículo conta
Como ves, depende de cómo se expresen las unidades de los datos proporcionados en el problema estequiométrico para que la relación se considere masa-masa, masa-mol, volumen-mol, etcétera.
Hasta ahora hemos abordado ejemplos de cálculos estequiométricos en los que da- mos por entendido que todas las sustancias que participan en las reacciones químicas son puras. Sin embargo, la mayoría de las sustancias se encuentran mezcladas con alguna otra. Esto lo puedes observar fácilmente en productos de uso cotidiano, como el ácido muriá- tico (disolución acuosa de ácido clorhídrico al 37%), el vinagre (disolución acuosa de ácido acético al 5%) o la sal de mesa (cloruro de sodio con 0.02% de yoduro de potasio). A estas sustancias se les conoce como sustancias impuras, y a continuación aprenderás una de las formas de resolver ejemplos de reacciones en donde participan reactivos impuros.
Cuando se emplean sustancias que no son 100% puras en las reacciones químicas, conviene calcular primero el porcentaje de pureza, dado que las relaciones estequiométri- cas se basan en sustancias puras. El procedimiento es muy sencillo:
masa de la sustancia pura
% de pureza = masa de la sustancia total impura ×100
Una vez conocida esta información puedes continuar con la resolución de cálculos estequiométricos como aprendiste en páginas anteriores.
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