química ESTEQUIOMETRíA La estequiometría (palabra que

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química ESTEQUIOMETRíA La estequiometría (palabra que
química
ESTEQUIOMETRíA
La estequiometría (palabra que etimológicamente viene del griego stoicheioll, elemento, y metro,
medida) es la parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre las sustancias qUE
intervienen en las reacciones químicas.
Uno de los aspectos más importantes que se presentan al estudiar en detalle las reacciones químicas
es tratar de efectuar relaciones cuantitativas a través de ellas; corno por ejemplo, determinar- qué cantidad
de reactivo se necesita para obtener una cantidad dada de producto. Estas relaciones cuantitativas se
denominan estequiométricas. En ellas hay que aplicar los conceptos que ya estudiamos de mol, masa molar,
masa atómica, volumen molar y número de Avogadro.
Retomemos la ecuación que corresponde a la combustión del metano
Desde el punto de vista molecular (microscópico) vernos que una molécula de metano
reacciona con dos moléculas de oxígeno para dar una molécula de dióxido de carbono y dos
moléculas de agua.
¿Cuántas moléculas de metano reaccionan con 36 moléculas de oxígeno. La ecuación
anterior señala, como dijimos, que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de
oxigeno entonces
reaccionan con
2 moléculas de O 2
36 moléculas de O2
------------ 1 molécula de CH 4
--------------
X
36 moléc. O2 • 1 moléc CH4
X = -----------~-------------~------- = 18moléculas d e CH4
2 moléc. O2
Desde el punto de vista molar (macroscópico) diremos que un mol de metano reacciona
con dos moles de oxígeno para dar un mol de dióxído de carbono y dos moles de agua.
¿Cuántos moles de oxígeno se necesitan para la combustión de 5 moles de metano?
reacciona con
1 mol de CH4 ------------------- 2 moles de O2
5 mo1es de C H4 ------- --------- --------X
5 moles CH4 • 2 moles O2
X=
1
química
Todo lo que se puede decir del número relativo de moléculas o de átomos
puede ser dicho del nº relativo de moles. Este enunciado es la base de
todos los cálculos estequiométricos.
También podemos representar esta ecuación en función de las masas de los reactivos y
productos. Sólo basta con que recordemos cómo se hallaba la masa de un mal de cualquier
sustancia. Entonces, podremos analizar la reacción de combustión del metano en función de los
siguientes valores:
1 mol
16 g
16g
2 moles
2 • 32 g
64 g
1 mol
2 moles
44 g
44 g
2 • 18 g
36 g
80 g
80 g
Como ves, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las
masas de
los productos, es decir, se cumple la ley de la conservación de la masa.
Después de estos cálculos, la ecuación anterior también nos informa que 16 g de CH 4
reaccionan con 64 g de oxígeno para producir 44 g de CO 2 y 36 g de agua.
¿Cuántos gramos de 02 reaccionan con 30 g de metano?
reaccionan con
16 g
de
CH4
64 g de O2
X
30 g de CH4
30 g CH4· 64 g O2
X = ----------------------------- --- = 12 O g O2
16 g CH4
Como ya sabes, en un mol de moléculas hay 6.02 • 1023 moléculas, por lo tanto, a la
ecuación balanceada le podemos extraer otra información:
1mol
6.02x1023
moléc. de CH4
2 moles
2· 6.02x1023
1 mol
6.02 x1023
moléc. de O2
moléc. de CO2
2 moles
2 • 6.02 •1023
moléc. de H20
2
química
Nos podríamos preguntar ahora ¿cuántas moléculas de agua se forman a partir de la
combustión de 1.55 • 1024 moléculas de metano?
1.204x1024 moléc. de H2 O
1.55x1024 moléc. de H20
x=
.
se obtienen de
-----
--------
6.02x1 023 moléc. de CH4
X
1.55 • l024moléc. H20 • 6.02xl023moléc CH4
---------------------- - - - - ---------------------------------------
= 1.287
•1023 moléc CH4
Ahora bien, toda la información que hemos obtenido de la combustión del CH4, la
podemos resumir de la siguiente manera:
1mol
2 moles
16 g
6 02x1023
64 g
2· 6.02x 1023
moléc. de CH4
moléc. de O2
1 mol
44 g
6.02 x 1023
moléc. de CO2
2 moles
36 g
2 • 6.02xl023
moléc. de H20
y así establecer las relaciones que consideremos necesarias para resolver las situaciones
problemáticas que se nos presenten. Por ejemplo, ¿cuántos kilogramos de metano se deben
quemar para obtener 5x l025 moléculas de CO2?
se obtienen al quemar
6.02x1023 moléc. de CO2 -----------------------------16g de CH4
5 • 1025 moléc. de CO2
--------------------------------- X
=
X=
6.02 • l023 moléc CO2
Muy bien, ya conocemos los cálculos estequiométricos y podemos comenzar a hacer
algunos ejercicios para ver sí les hemos entendido ...
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química
ESTEQUIOMETRÍA
1. Se hacen reaccionar 7 g de Zn con 40 g de ácido sulfúrico. Calcular:
a) cuál es el reactivo limitante.
b) cuántos gramos de sulfato de cinc se obtienen.
2. La siguiente reacción tiene un rendimiento del 95 %.
Na2 CO3 + Ca (OH)2  CaCO3 + 2 NaOH
Si se parte de 36 g de sal, calcular:
a) qué masa de NaOH se obtiene.
b) cuántos moles de Ca(OH)2 intervienen en la reacción.
R: a. 25,8g b. 0,33 moles
3. Se poseen 120 g de hidróxido de sodio y 4 moles de ácido fosfórico. Calcular:
a) cuántos gramos de fosfato de sodio se obtienen.
b) Cuántos moles de reactivo en exceso no reaccionan.
c) cuántos gramos de reactivo limitante se deben agregar para que no haya reactivo en exceso.
R: a. 164g b. 1 mol; c. 360 g
4. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación:
3 H2 + N2  2 NH3
a) ¿Cuántos litros de hidrógeno en CNPT, se requieren para reaccionar con 1,6 g de nitrógeno? b)
¿Cuántos moles de amoníaco se obtienen al reaccionar 100 litros de nitrógeno con suficiente cantidad
de hidrógeno?
R: a. 3,84 l; b. 8,92 moles
5- ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen al reaccionar 0,1 g de hidróxido de aluminio con
suficiente cantidad de ácido clorhídrico para formar cloruro de aluminio?
R: 2,28 * 10 21 moléc.
6- Se hacen reaccionar 100 litros de cloro en CNPT, con 12 moles de oxígeno para formar
anhídrido perclórico. Calcular la masa en gramos del reactivo en exceso que queda sin
reaccionar.
R: 73,5 g
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química
7- Todos los metales alcalinos, reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el
correspondiente hidróxido del metal. Una reacción común es la que se da entre el litio y el agua:
2 Li (s) + 2 H2 O (l)  2 Li(OH) (ac) + H2 (g)
a) ¿cuántos moles de H2 se pueden formar al completar la reacción de 6,25 moles de Li con
agua? b) ¿cuántos gramos de H2 se pueden formar mediante la reacción completa de 80,60 g de
Li con agua?
8-
R  a. 3,12moles; b. 12 g.
Los alimentos que ingerimos, se degradan o rompen en el organismo para proporcionar la
energía que necesitamos para el crecimiento y las funciones del cuerpo. Un ejemplo de esto es
la descomposición de la glucosa (C6H12O6) para dar :
H2O
C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6
Si una persona consume 865 g de glucosa, ¿cuál es la masa de dióxido de carbono
producida?.
R  1,25 Kg.
9- A altas temperaturas, el azufre se combina con el hierro para formar sulfuro de hierro (II) de
color marrón oscuro: Fe (s) + S (l)  FeS (s)
En una experiencia, 7,62 g de Fe se
hacen reaccionar con 8,5 g de S. a) ¿cuál de los dos reactivos es el limitante? b) calcúlese la
masa de FeS formada.
c) ¿qué cantidad del reactivo excedente en gramos queda al final de la reacción?.
R  b. 12 g. c. 4,30g
10. El agotamiento de la capa de ozono (O3) es tema de estudio por los problemas que ocasiona.
Se cree que el O3 reacciona con el monóxido de N proveniente de la emisión de los aviones. La
reacción es: O3 + NO  O2 + NO2
Si 0,74 g de O3 reaccionan con 0,67 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se pueden producir?. ¿Qué
compuesto es el reactivo limitante? . Calcule el nº de moles del
reactivo excedente que
permanecen al fin de la reacción.
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