                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:
Balancear la reacción química para obtener las moles estequiométricas.
Relacionar las moles de los reactantes y las moles de los productos
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)
36,5 g
28,6 g
33,8 g
44,5 g
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
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MASA DE (S)
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MASA DE (O)
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SO
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SO2
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SO3
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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:
Relación Masa – Masa
Relación Volumen – Volumen
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. |
