Rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas entre aquellas sustancias que participan en una reacción química




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ESTEQUIOMETRÍA

Rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas entre aquellas sustancias que participan en una reacción química.

LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS

Son aquellas que gobiernan las combinaciones de las sustancias en una reacción química. Se dividen en leyes ponderales (referidas a la masa) y volumétricas.

Para iniciar el cálculo estequiométrico se debe considerar:

  1. Balancear la reacción química para obtener las moles estequiométricas.

  2. Relacionar las moles de los reactantes y las moles de los productos

  3. Relacionar las cantidades de masa de los reactantes y productos.

I. LEYES PONDERALES

I.A LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER)

“La suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos”

REACTANTES PRODUCTOS

1Zn + 1H2SO4  1ZnSO4 + 1H2

   

1 mol 1 mol  1 mol 1 mol

   

65 g + 98 g  161g + 2g

163 g 163 g

I.B LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST):

“Cuando dos sustancias se combinan para formar una tercera, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas; cualquier exceso de una de ellas quedará sin combinarse”.

Ejemplo 1:

2Ca + O2  2CaO

80g + 32 g  112g

40g + 16 g  56g

20g + 8 g  28g

100g + 32 g  112g + 20 g Ca

(Exceso)

80g + 40 g  112g + 8 g O2

(Exceso)

Observación: Tener presente

1 mol <> en g y n =

1 mol <> 22,4 a C.N. (Gases)

Ejemplo 2:

1CaCO3  1CaO + 1CO2

Relación molar 1 mol 1 mol 1 mol

Relación de masas 1 x 100g 1 x 56g 1 x 44 g

Ejemplo 3

H2 + O2  H2O

Relación Molar: ..................

Relación de Masas: ..................

Ejemplo 4:

CO + O2  CO2

Relación Molar: ..................

Relación de Masas: ..................

Ejemplo 5

El calcio y el oxígeno forman un sólo óxido. ¿Cuántos gramos de calcio se combinaron con 14,6 g de oxígeno?

(Dato P.A.: Ca = 40, O = 16)

  1. 36,5 g

  2. 28,6 g

  3. 33,8 g

  4. 44,5 g

  5. 54,5 g

I.C. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)

Siempre que dos elementos se combinan entre sí para formar varios compuestos, la masa de uno de ellos permanece constante, mientras que la masa del otro varía en una relación de números enteros sencillos.

Ejemplo 1

Cl O

Cl2O  71 16 x 1

Cl2O3  71 16 x 3 RAZÓN

Cl2O5  71 16 x 5 SENCILLA

Cl2O7  71 16 x 7

Ejemplo 2

COMPUESTO

MASA DE (S)

MASA DE (O)

SO







SO2







SO3







I.D LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS (WENZEL & RITCHER)

Cuando 2 sustancias reaccionan separadamente con una tercera. Dichas sustancias reaccionan entre sí:

En general:

A + B  AB

W1 + W

C + B  CB

W2 W

 A + C  AC

W1 W2

Ejemplo 1:

8 Gramos de un elemento “A” reaccionan con 15g de “B”, además 24g de un elemento “c” reacciona con 60 g de “B” ¿Cuántos gramos del elemento “A” se requieren para que reaccione con 120 g de “C”?

a) 110 g b) 140g c) 160g d) 180g e) 240g

II. LEYES VOLUMÉTRICAS (DE GAY LUSSAC)

Cuando las sustancias que participan en la reacción son gases, sometidos a iguales condiciones de presión y temperatura.

En las reacciones gaseosas; los coeficientes molares, nos indica los coeficientes volumétricos.

Ejemplo 1

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

Relación molar 1 mol 3 mol 2 moles

  

Relación volumétrica 1V 3V 2V

Ejemplo 2:

SO2(g) + O2(g)SO3(g)

Relación Molar: ..............................

Relación Volumétrica ......................

Ejemplo 3:

C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O()

Relación Molar: ..............................

Relación Volumétrica ......................

Observación: Para que el estudiante entienda con más claridad los aspectos de cálculos los hemos separado de la siguiente manera:

  1. Relación Masa – Masa

  2. Relación Volumen – Volumen

  3. Relación Masa – Volumen

Lo explicamos con ejemplos de problema resueltos en los tres casos:

a) Relación Masa - Masa

Ejemplo 1:

¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para la combustión completa de 24 moles de gas propano (C3H8)?

Solución:

Balanceamos la ecuación química de combustión completa:

1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O

De acuerdo a Proust:

1 mol de C3H8  5 mol O2

24 mol de C3H8  X

Dónde:

X = 120 moles O2 Rpta

Ejemplo 2:

¿Cuántos gramos de Hidrógeno se producen a partir de 1300 g de Zinc (Zn) que reacciona con ácido sulfúrico?

(P.A. Zn = 65 H = 1 O = 16 S = 32)

Solución:

Escribimos la reacción la balanceamos:

1Zn + 1H2SO4  1ZnSO4 + 1H2

 

1 mol 1 mol

 

65 g  2 g

1300 g  x

x =

x = 40 g de H2 Rpta

Ejemplo 3:

¿Cuántos gramos de ácido nítrico se requieren para obtener 160 g de azufre, de acuerdo a la siguiente reacción química?

(P.A. N = 14 S = 32)

H2S + HNO3  NO + S + H2O

Solución: Balanceamos la ecuación por Redox:

+5 -2 +2 0

2HNO3 + 3H2S  2NO + 3S + 4H2O

2x N+5 -3e- N+2 (Oxida)

3x S-2 +2e- Sº (Reduce)

Tenemos la relación molar:

2 mol-g HNO3  3mol-g S



2 x 63g  3 x 32 g



126 g  96 g

x  160 g

x =

X = 8,4 g HNO3 Rpta

Ejemplo 4:

¿Cuántas moles de oxígeno se obtiene en la descomposición térmica de 490 g de clorato de potasio (KClO3)?

(P.A. K = 39 Cl = 35,5 O = 16)

KClO3  KCl + O2

b) Relación Volumen – Volumen:

Ejemplo 1:

¿Cuántos litros de oxígeno se requiere para la combustión completa de 10 litros de gas propano (C3H8)?

Solución:

La ecuación será:

1C3 H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O

 

1 LITRO  5 LITROS

10 LITROS  X

X = Rpta

Ejemplo 2:

¿Cuántos litros de SO2 se obtendrá a partir de 121 litros de oxígeno (O2) a partir de la siguiente reacción química?

FeS + O2  Fe2O3 + SO2

Solución:

c. Relación Masa – Volumen:

Ejemplo 1:

¿Cuántos litros de oxígeno a C.N. se requieren para la combustión completa de 160 g de metano (CH4)?

(P.A. C = 12 H = 1)

Solución:

Reacción Química (Combustión completa)

1CH4 + 2O2  1CO2 + H2O



16 g C.N. 2 (22,4)

160 g  X

X =

X = 448  de O2 Rpta

Ejemplo 2:

¿Cuántos litros de oxígeno se obtiene a C.N. en la descomposición térmica de 980 g de Clorato de Potasio (KClO3)?

(P.A. K = 39 Cl = 35 O = 16)

KClO3  KCl + O2

A. Reactivo Limitante

Si en un proceso químico los reactivos no se encuentran en proporción estequiométrica, entonces uno de ellos se halla en exceso y reacciona parcialmente. El otro se consume totalmente y se le denomina “Reactivo Limitante” encontrándose en menor cantidad.

Ejemplo 1

¿Cuántos gramos de NH3 se formarán a partir de la reacción de 50 g de N2 y 30 g de H2?

Solución: La ecuación es:

1H2 + 3H2  2NH3

  

28 g  6g  35g

50g  30g  x

Aplicamos Proust:

nN2 = moles (Reactivo Limitante)

nN2 = moles (Exceso)

nN2 < nN2 ......

Luego:

28g N2  34 g NH3

50g N2  x

x =

x = 60,71 g de NH3 Rpta

Ejemplo 2:

¿Cuántos gramos de agua se formarán cuando se combinen 8g de Hidrógeno (H2) con 8g de oxígeno (O2)?

(P.A. H = 1 O = 16)

H2 + O2  H2O

B. Rendimiento de una reacción

Se refiere a la cantidad de sustancia que obtendremos en la “Práctica” después de una reacción química. Es decir, que “Teóricamente” debemos obtener el 100 % de una determinada sustancia, pero en la práctica por diversos factores está reduce en un porcentaje de tal manera que solamente obtendremos por ejemplo el 80 %, 90 %, etc.

Entre los factores que reducen el 100 % esta la presencia de impurezas, la utilización de instrumentos obsoletos, fugas, etc. El rendimiento expresado en porcentajes será indicado en cada problema.

Ejemplo 1:

Se realiza una reacción donde 720 g de C5H12 produce 200 g de CO2 de acuerdo:

C5H12 + O2  CO2 + H2O

Determine el porcentaje de rendimiento del CO2 en la reacción indicada

Solución:

Balanceamos la reacción química:

1C5H12 + 8O2  5CO2 + 6H2O

Luego tenemos:

1 mol C5H12  5 mol-CO2

 

72 g C5H12  5 (44)g CO2

720 g C5H12  x

X =

Teóricamente obtenemos 2200 g de CO2. Entonces se tiene:

2200 g CO2  100% (Teoría)

2000 g CO2  x (Práctica)

X =

Rendimiento = 90.9%

PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS

1.¿Qué masa de oxígeno se requiere para la combustión completa de 11 gramos de propano (C3H8)?(P.A. O = 16 C = 12)

Solución

Se escribe la reacción química y lo balanceamos:

1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O

 

44 g  160 g

11 g  X

X =

Rpta. X = 40 g de C3H8

2.Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición térmica de 0,5 kg de clorato de potasio:

2 KClO3  2 KCl + 3 O2

(P.A. K = 39; Cl = 35,5; O = 16)

Rpta.

3.Un pequeño trozo de zinc reacciona completamente con 24,5 g de ácido sulfúrico de acuerdo a la siguiente reacción:

Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2

Cuál será el volumen en litros de gas hidrógeno medido a condiciones normales que se producirá en dicha reacción?

(P.A. Zn = 65; S = 32;O = 16)

Rpta.

4.Cuántos mililitros de sulfuro de carbono, CS2 de 93 % de pureza (densidad 1,26 g/mL) deben quemarse para obtener 12,8 g de SO2?

CS2 + 3 O2  2 SO2 + CO2

(P.A. S = 32; C = 12; O = 16)

Rpta.

5.Qué cantidad de impurezas tiene una muestra de carburo de calcio, si reaccionando 2,9 g de muestra con agua en exceso, produce 857 cm3 de acetileno a CN?

(P.A. N = 14 H = 1)

Rpta.

6.Para la reacción:

NH3 + O2  NO + H2O

Si reacciona 1,7 g de NH3 con 1,92 g de O2. Cuántos gramos de NO se producen y cuál es el reactivo limitante?

(P. A. N = 14; H = 1; O = 16)

Rpta.

7.El Carburo de Calcio se obtiene en hornos eléctricos por interacción de la sal con el carbono a la temperatura de 2000ºC

CaO + C  CaC2 + CO

Si a partir de 720 kg de carbono se obtuvo 1024 kg de carburo de calcio ¿Cuál es el rendimiento del proceso?

(P.A. C = 12 Ca = 40)

Rpta.

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