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 
  4,04H2 ---------------  36,04H2O
     Xg  H2    -------------  11.91 g de H2O

gH2=   4,04H2 x 11.91 g de H2
               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  CuSO 4 + Fe ------------- FeSO 4 + 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    
          Se establece la condició A , y se calcula la cantidad de fierro.
CuSO 4                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    
          Se establece la condición B , y se calcula la cantidad de sulfato cúprico.
CuSO 4                 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:


EJEMPLO
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