QUIMICA INORGANICA: ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETÍA

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.

INFORMACIÓN CUANTITATIVA DE LAS ECUACIONES AJUSTADAS
Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:

el número relativo de moléculas que participan en una reacción
el número relativo de moles participantes en dicha reacción.

Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:

la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H₂ un mol de O₂.
Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H₂, 1 mol de O₂ y 2 moles de H₂O" son cantidades estequiométricamente equivalentes.
Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.
Ejemplo:
¿Cuántas moles de H₂O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O₂, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

El cociente:

es la relación estequiométrica entre el H₂O y el O₂ de la ecuación ajustada de esta reacción

PASOS PARA LOS CALCULOS EN ESTEQUIOMETRÍA

Ajustar la ecuación química
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
Convertir las masas a moles
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
Reconvertir las moles a masas si se requiere

CÁLCULOS

Cálculo masa- masa
Cálculo mol - mol
Cálculo mol - masa ó masa - mol
Cálculos de cantidades limite
Porcentaje de rendimiento y pureza

CÁLCULO MASA - MASA
Relación en gramos de dos sustancias que interviene en la reacción química

FACTOR MOLAR

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.

EJEMPLO

¿Que masa de H₂, que reacciona con exceso de O₂, produce 11.91 g de H₂O?

(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).

en esta reacción, 2 moles de H₂ reaccionan para dar 2 moles de H₂O. De acuerdo con la estequiometría de la reacción:

METODO DE PROPORCIONES

EJEMPLO¿Que masa de H₂, que reacciona con exceso de O₂, produce 11.91 g de H₂O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).

en esta reacción, 2 moles de H₂ reaccionan para dar 2 moles de H₂O.
Peso molecular H₂ = 2,02
Peso molecular = 18,02

2 moles H₂ x 2,02 = 4,04H₂

2moles H₂O x 18,02 = 36,04H₂O

PROPORCIONES

4,04H_{2 ---------------}36,04H₂O
Xg H₂ ------------- 11.91 g de H₂O

gH₂= 4,04H2 x 11.91 g de H₂O
36,04H₂O
gH₂= 1,33g H₂

_{CÁLCULO MOL - MOL}

_EJEMPLOS

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?

En esta reacción, se obtiene
1 mol de O₂ y 4 moles de NO₂ cuando se descompomen 4 moles de ácido nítrico.
Por tanto,
cuando se forman 3 moles de O₂ se forman también 3 x 4 = 12 moles de NO₂.

¿Cuántos moles se encuentran contenidos en 120 g de H₂O? 1 mol de H₂O ---- 18 g
X ---- 120 g X = (1) (120) / 18 X = 6.6 moles
¨ ¿ 0.6 moles, de NaNO₂ a cuántos g equivalen ?
1 mol de NaNO₂ ---- 69 g
0.6 moles ---- X X = (0.6) (69) / 1 X = 41.4 g

CÁLCULO MOL- MASA Ó MASA - MOL

EJEMPLO.

¿Cuantos moles de dióxido de azufrepueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre?
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 1 mol de S₈ reacciona para dar 8 moles de SO₂. Por tanto:

CÁLCULO DE CANTIDADES LIMITES

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

_EJEMPLO

Calcular la cantidad de reactivos (que reaccionan) y el reactivo limitante, si se hacen reaccionar 250 g de sulfato cúprico con 80 g de fierro.

Reacción balanceada CuSO₄ + Fe ------------- FeSO₄ + Cu 1 mol de sulfato cúprico = 159.5 g reaccionan con 1 ATG de fierro = 56 g y produce 1 mol de sulfato ferroso = 152 g más 1 ATG de cobre = 63.5 g (la suma de los reactivos es igual al producto). A

Teórica	159.5 g	56 g	152 g	63.5 g
	CuSO₄ +	Fe ®	Fe SO₄	+ Cu
Real	250 g	X

CuSO₄ Fe
159.5 g --------- 56 g
250 g --------- X X = (250) (56) /159.5 X = 87.7 g B

Teórica	159.5 g	56 g	152 g	63.5 g
	CuSO₄ +	Fe ®	Fe SO₄	+ Cu
Real	X	80 g

CuSO₄ Fe
159.5 g --------- 56 g
X -------- 80 g X = (80) (159.5) /56 X = 227.8 g La pregunta es ¿Cuál de las dos condiciones se puede realizar, considerando los 250 g
de sulfato y los 80 g de fierro ? La respuesta es "la condición B" , ya que pueden reaccionar 227.8 g de sulfato cúprico con 80 g de fierro, por lo que el reactivo limitante es el fierro y el reactivo en exceso es el sulfato (sobraran 22.2 g).

PORCENTAJE RENDIMIENTO Y PUREZA
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico

Razones de este hecho:

es posible que no todos los productos reaccionen
es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así: