Estequiometria. Leyes ponderales. Leyes volumétricas. Pureza de reactante. Reactivo limitante. Rendimiento de una reacción. Ejercicios y problemas

Ejemplos: Cálculos de moles: La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción: 2 C2H6 + 7 O2  4 CO2 + 6 H2O de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción, 2 moles de C2O6 reaccionaran con 7 moles de O2 para dar 4 moles de CO2 y 6 moles de H2O, o una relación de múltiplos o submúltiplos de estos. ¿Cuántas moles se producen de CO2, a partir de 10 moles de C2H6? Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos. Conversión de gramos a moles: ¿Cuántos moles de N2 hay en 14,0 g? PM = 14,0 x 2 = 28,0 g/mol Cálculos de masa: Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares. Los pasos son: Ajustar la ecuación química Convertir los valores de masa a valores molares Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos Reconvertir los valores de moles a masa. Para la reacción: 2 HCl + Ca  CaCl2 + H2 Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. Nótese que por cada mol de Ca producimos 1 mol de H2 ¿Cuántos gramos de hidrógeno se producirán si hacemos reaccionar 12 gramos de calcio? Si se hace reaccionar 0,25 moles de Ca. ¿Cuántos gramos produciremos de H2? ¿Cuántas moles de CaCl2 se formaran con 25 g de Ca? ¿Cuál de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente ecuación? 3 H2 + N2  2 NH3 6 moles NH3 x 2 moles NH3 / 3 moles H2 6 moles NH3 x 3 moles NH3 / 2 moles H2 6 moles NH3 x 3 moles H2 / 2 moles NH3 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3 moles NH3 En este caso, el reactivo es H2, y el producto es NH3. Partimos del dato 6 moles de NH3, luego usamos la relación estequiométrica (de la ecuación química) [3 moles de H2 / 2 moles de NH3] para eliminas moles de NH3 y quedándonos con moles de H2: La respuesta correcta es c) ¿Cuál de las siguientes operaciones calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente ecuación? (Pesos Atómicos: K = 39,1; Cl = 35,45; O = 16,00). 2 KClO3  2 KCl + 3 O2 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3 / 3 moles O2 x 32 g / 1 mol O2 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2 / 2 moles KClO3 x 32 g / 1 mol O2 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3 / 3 moles O2 x 1 mol O2 / 32 g 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2 / 2 moles KClO3 x 1 mol O2 / 32 g En este caso, el reactivo es KClO3, y el producto O2 La respuesta correcta es b). ¿Cuál de las siguientes operaciones es la correcta para calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno (C2H2)? (Pesos Atómicos: Ca = 40,01; C = 12,01; O = 16,00; H = 1,008). CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2 5,2 g C2H2 x (1 mol C2H2/26 g C2H2) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (64,1 g CaC2/1 mol) 5,2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (1 mol/64,1 g CaC2) 5,2 g C2H2 x (1 mol/26 g C2H2) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (1 mol/64,1 g CaC2) 5,2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (64,1 g CaC2/1 mol) Escribiendo la ecuación equilibrada correcta, la respuesta es a). Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2) obtenidas cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz? 4 HNO3  4 NO2 + 2 H2O + O2 En esta reacción, se obtiene 1 mol de O2 y 4 moles de NO2 cuando se descomponen 4 moles de ácido nítrico. Por tanto: ¿Cuántos moles de dióxido de azufre pueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre? (Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00). S8 + 8 O2  8 SO2 En esta reacción, 1 mol de S8 reacciona para dar 8 moles de SO2. Por tanto: ¿Qué masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11,91 g de H2O? (Pesos Atómicos: H = 1,008; O = 16,00). 2 H2 + O2  2 H2O En esta reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. Por lo tanto: Recordando: Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría? Fórmula del oro: Au Peso fórmula del Au = 196,9665 uma Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos. Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 . 1023 átomos/mol. LEYES VOLUMÉTRICAS Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que una masa de gas, era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan. Ley de los Volúmenes de Combinación,  (o de Gay – Lussac), 1808. Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas, medidos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, que intervienen en una reacción química, están en una relación de números enteros sencillos. Ejemplo: Los volúmenes gaseosos, medidos bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, de hidrógeno y nitrógeno, que reaccionan completamente para formar amoníaco gaseoso, están en la razón 3 : 1, respectivamente. 3 H2 + N2  2 NH3 Gay - Lussac al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura. O2 + 2 H2  2 H2O Oxígeno + Hidrógeno  Agua 1 vol 2 vol 2 vol Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes no era un caso fortuito, pues Gay - Lussac mostró que se cumplía en todas las reacciones en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes: Cl2 + H2  2 HCl Cloro + Hidrógeno  Cloruro de hidrógeno 1 vol 1 vol 2 vol N2 + 3 H2  2 NH3 Nitrógeno + Hidrógeno  Amoniaco 1 vol 3 vol 2 vol N2 + O2  2 NO Nitrógeno + Oxígeno  Monóxido de nitrógeno 1 vol 1 vol 2 vol Gay - Lussac observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se combinan. La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para formar dióxido de azufre. Ley del Número de Moléculas en un Volumen de Gas (o de Avogadro): Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Ejemplos con volumen de un gas: Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos: Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso. Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T = 0°C = 273K, P = 1 atm). Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22,4 L/mol. Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión. Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a moles: 1 mol = 22,4 litros. La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano. 2 C2H6(g) + 7 O2(g)  4 CO2(g) + 6 H2O(g) Calcule: a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3,17 moles de C2H6 (etano)? b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13,5 litros de vapor de agua? c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (dióxido de carbono)? La ecuación se muestra ya balanceada. Sustancia deseada: litros O2 Sustancia de partida: 3,17 moles C2H6 Entonces: Sustancia deseada: moles CO2 Sustancia de partida: 13,5 L H2O Entonces:   Sustancia deseada: g de C2H6 Sustancia de partida: 125 L de CO2 Entonces: Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CN con cantidad suficiente de nitrógeno. 5 O2 + 2 N2  2 N2O5 Calcular: a) Los moles de nitrógeno que reaccionan. b) Volumen de nitrógeno necesario. c) Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene pentóxido de dinitrógeno. Se quieren preparar 3000 kg de amoníaco a partir de la reacción: N2 + 3 H2  2 NH3 Calcular: a) Volumen de nitrógeno medido en CN necesarios. b) Masa de hidrógeno necesaria.   Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CN) según la reacción: Na2CO3 + 2 HCl  CO2 + H2O + 2 NaCl Calcular: a) Volumen de solución de HCl 38 % p/p (δ = 1,19 g/cm ³) necesario. b) Masa de Na2CO3 necesaria. c) Masa de NaCl que se forma.   PUREZA DE REACTANTE La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio no son 100% puras, poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas. Es importante disponer de esta información antes de usar cualquier sustancia química para llevar a cabo una dada reacción. Por ejemplo, si poseemos NaCl 99,4%, sabemos que las impurezas están representando el 0,6% de la masa total, es decir de 100 g de muestra 99,4 g corresponden a NaCl y 0,6 g a impurezas. Ejemplos: ¿Cuál es el peso máximo de NaCl que podría obtenerse de 10 gramos de NaOH si esta tiene una pureza del 90%? La reacción es: NaOH + HCl  NaCl + H2O Balanceamos la reacción química: la ecuación esta balanceada. De 100 g de muestra, 90 g corresponde al NaOH y 10 g a impurezas; como necesitamos saber la cantidad de NaOH en la muestra, calculamos: Con esta información hacemos los cálculos estequiométricos: ¿Qué masa de ácido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre 98 % de pureza? 2 S + 3 O2  2 SO3 SO3 + H2O  H2SO4 De la reacción de formación del trióxido de azufre determinamos la cantidad de S puro: Con este resultado determinamos las moles de trióxido de azufre: Con la ecuación de formación del ácido sulfúrico, determinamos la cantidad de este:   REACTIVO LIMITANTE A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

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