ESTEQUIOMETRÍA

Capítulo de la química inorgánica que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias involucradas en las reacciones químicas.

Leyes estequiométricas:1. Leyes ponderales (Referidas a la masa)

a. Ley de conservación de la materia (Mijaíl Lomonósov y Antoine de Lavoisier):La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Para una reacción química de la forma A+B→C+D; se cumple que:

∑masas

dereactantes(A y B)

=∑masas

de productos(C y D)

Ejemplo:Sea la ecuación química:

SO2 + O2 → SO3

Al balancearla notamos la relación de moles en la cual reaccionan los reactantes y se forman los productos:

2SO2 + 1O2produce

→2SO3

M (SO2 )=64 gmol

M (O2 )=32 gmol

M (SO3 )=80 gmol

En 2 moles: En 1 mol: En 2 moles:128 g + 32 g 160 g

160 g = 160 g

b. Ley de las proporciones definidas (Louis Proust):En una ecuación química, la masa o el número de moles de sus componentes se mantienen en una relación constante con sus coeficientes estequiométricos.Ejemplo:

Sea la ecuación química:2H2 + 1O2 → 2H2O

Por cada mol de compuesto, hay una cierta cantidad de masa (masa molar):

2H2 + 1O2produce

→2H2O

2 moles de (H2) 1 mol de (O2) 2 moles (H2O)

4 g 32 g 36 gLas masas guardan una relación:

1 g 8 g 9 gEntonces:

m(H 2)

1=

m(O2 )

8=

m(H 2O)

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OBSERVACIÓN:

Reactivo limitante (R.L.):- Sustancia que se encuentra en menor cantidad y que reacciona consumiéndose totalmente, limitando la reacción del

reactivo que se halla en mayor cantidad (Reactivo en exceso) de manera parcial.- Con este reactivo se realizarán los cálculos de acuerdo a las leyes estequiométricas.

Reactivo en exceso (R.E.):- Sustancia cuya masa está en mayor cantidad y dejará de reaccionar observándose presencia de ella en el producto de

dicha reacción.

Ejemplo:Tenemos 12 g de limaduras de Hierro y 8 g de Azufre en polvo y se procede a calentar la mezcla hasta el límite máximo posible tal como se detalla en la ecuación:

1Fe + 1S → 1FeS¿Cuánto será la masa de sulfuro ferroso (FeS) que se obtiene y la cantidad de reactivo que queda sin reaccionar?

Solución:

▫ Analizando la masa molar obtenemos:

1Fe + 1S produce→

1FeS

1 mol de (Fe) 1 mol de (S) 1 mol (FeS)

56 g 32 g 88 g

▫ Pero según el enunciado nos dice que:

12 g 8 g mFeS

▫ Entonces para determinar la masa de FeS que se produce, tenemos que hallar primero cual de los reactantes es el reactivo limitante, ya que este es el que determina la cantidad de producto que se forma. Para eso se plantea una regla práctica:

Q= Cantidad quese tienecomodato del problemaCantidad obtenidade laecuaci ó nbalanceada

▫ Se calculará la relación Q para cada reactante:

Q(Fe)=12g56 g

=0,21…;Q(S )=8 g32 g

=0,25

▫ Luego, el elemento que determine la menor cantidad que adquiere Q será el R.L. y el otro será el R.E. Como :Q(Fe)¿Q(S) , entonces :R . L.→Fe y R . E .→S .

▫ Donde los cálculos necesarios para calcular la masa del FeS se realizarán con las cantidades del elemento Fe:

56 g (Fe) produce→

88 g (FeS)

12 g (Fe) produce→

mFeS

∴mFeS=(12g )(88 g)56g

=18,85… gde FeS .

▫ Y para la cantidad de compuesto que deja de reaccionar:

56 g (Fe) produce→

32 g (S)

12 g (Fe) produce→

mS

▫ La masa de S que reacciona con Fe es:

mS=(12 g )(32 g)56 g

=6,85…gde S

▫ Por lo tanto la cantidad de S que no se consume es:8 gde S−6,85…g deS ≈1,15gde S .

c. Ley de las proporciones múltiples (John Dalton):En compuestos binarios, mientras que la masa de uno de los elementos permanece constante, la masa del otro elemento varía en proporción a números enteros.Ejemplo:

▫ Cl2O: por cada 2 moles de Cl2 (70 g), hay 1 mol de O (16 g).▫ Cl2O3: por cada 2 moles de Cl2 (70 g), hay 3 moles de O (48 g). * Masa contante: Cl▫ Cl2O5: por cada 2 moles de Cl2 (70 g), hay 5 moles de O (80 g). * Masa variable: O▫ Cl2O7: por cada 2 moles de Cl2 (70 g), hay 7 moles de O (112 g).

d. Ley de las proporciones recíprocas (Jeremias Richter y Carl Wenzel): En una ecuación química, el número de equivalentes gramos de todos los componentes son iguales.

Para A+B→C+D; se cumple:

¿ Eq−g ( A )=¿ Eq−g ( B )=¿ Eq−g (C )=¿ Eq−g ( D )

2. Leyes volumétricas (Referidas a gases)

a. Ley volumétrica (Guy Lussac):En sistemas gaseosos homogéneos se cumple que los volúmenes de las sustancias mantienen una relación proporcional a sus coeficientes estequiométricos.Ejemplo:

A las mismas condiciones de presión y temperatura reaccionan H2(g) y N2(g) para obtener amoniaco gaseoso (NH3(g)), según:1N2 + 3H2 → 2NH3

¿Cuántos mililitros de amoniaco se obtendrán a partir de 2,8 L de nitrógeno gaseoso?

Solución:Dándonos cuenta la relación en la que se encuentran los coeficientes estequiométricos, para este caso:

1N2 + 3H2 produce

→2NH3

1 mol de N2 3 moles H2 2 moles NH3

1 L 3 L 2 L2 L 6 L 4 L

3 mL 9 mL 6 mL8 mL 24 mL 16 mL

Se cumple que la relación de sus coeficientes estequiométricos determinan la proporción de volúmenes que se consumen y que se forman.

V N 2

1=

V H 2

3=

V NH3

2

Entonces:V N 2

1=

V NH3

2

2,8L1

=V NH3

2

V NH3=2(2,8 L) = 5,6 L

∴V NH3=5600mL

Eficiencia o rendimiento de una reacción:▫ Cuando dos elementos reaccionan, en la realidad, el producto que se obtiene experimentalmente no necesariamente

coincide con los cálculos de la ecuación. ▫ La cantidad de reactante que se consume realmente (cantidad real o experimental) siempre será menor que la cantidad

obtenida en la ecuación (cantidad teórica), así que la relación entre la cantidad que habrá entre ellas dos se le llama eficiencia o rendimiento (R) de reacción y se calcula como:

R(%)=Cantidad real (masa , volumen ,moles )

Cantidad te órica(masa , volumen ,moles )100

Porcentaje de pureza:▫ Cuando se extraen ciertos elementos que se encuentran en la naturaleza, estos no siempre se encuentran en un estado puro,

o sea, contienen ciertas sustancias adicionales llamadas impurezas. La relación que existe entre la cantidad de sustancia pura y la muestra total extraída se le llama porcentaje de pureza y se calcula como:

Problemas propuestos

1. Indique la cantidad de proposiciones verdaderas en:( ) Dalton → Ley de proporciones múltiples. ( ) Richter → Ley de proporciones recíprocas. ( ) Proust → Ley de la conservación de la materia. ( ) Lavoisier → Ley de proporciones definidas. A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

2. ¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan para preparar 4 moles de amoniaco (NH3)? P.A.(uma): N = 14; O = 16.

N2 + H2 → NH3

A) 1 mol B) 2 moles C) 3 moles D) 4 moles E) 5 moles

3. ¿Cuántos gramos de óxido ferroso se forman a partir de 16 gramos de oxígeno? P.A. (uma): Fe = 56; O = 16.

Fe + O2 → FeOA) 72 g B) 144 g C) 28 g D) 56 g E) 86 g

4. ¿Cuántas moles de HCl (ácido clorhídrico) se forman a partir de 12 moles de hidrógeno gaseoso? P.A.(uma): Cl = 35,5; H = 1.

H2 + Cl2 → HClA) 6 moles B) 72 moles C) 24 moles D) 48 moles E) 32 moles

5. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se necesitan para formar 68 gramos de amoniaco? P.A.(uma): N = 14; H = 1.N2 + H2 → NH3

A) 12 g B) 6 g C) 18 g D) 24 g E) 21 g

6. Determinar el número de moles de agua que se forman al quemarse 5 moles de metano (CH4). P.A.(uma): C = 12; H = 1; O = 16.

CH4 + O2 → CO2 + H2OA) 5 moles B) 10 moles C) 15 moles D) 20 moles E) 7,5 moles

7. ¿Cuántas moles de agua se forman a partir de 40 g de hidrógeno gaseoso?P.A.(uma): H = 1; O = 16.

H2(g) + O2(g) → H2O(l)

A) 10 moles B) 20 moles C) 30 moles D) 40molesE) 15 moles

8. De acuerdo a la ecuación: C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g); determinar cuántas moles de carbono se necesita para preparar 6 gramos de hidrógeno gaseoso. P.A.(uma): C = 12; O = 16; H = 1.A) 1 mol B) 2 moles C) 3 moles D ) 4 moles E) 5 moles

9. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtienen al reaccionar 100 gramos de sodio, según: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2? P.A.(uma): Na = 23; O = 16; H = 1. ?A) 2,17 g B) 4,35 g C) 6,51 g D) 8,69 g E) 10,86 g

10. De acuerdo a 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 ¿Cuál es el peso de hidrógeno que se formará al reaccionar 108 gramos de aluminio, si la reacción tiene eficiencia de 50%? P.A.(uma): Al = 27; Cl = 35,5; H = 1.A) 12 g B) 3 g C) 4 g D) 6 g E) 8 g

11. ¿Cuántas moles de HCl se necesitan para combinarse con 3 moles de átomos de aluminio?Al + HCl → AlCl3 + H2

A) 7 moles B) 6 moles C) 5 moles D) 9 moles E) 4 moles

12. ¿Cuántas moles de KClO3 se tienen que descomponer para obtener 9 moles de oxígeno?KClO3 → KCl + O2

A) 10 moles B) 6 moles C) 5 moles D) 4 molesE) 7 moles

13. ¿Cuántas moles de CO2 se obtienen por la reacción de 2 moles de gas propano en C3H8 + O2 → CO2 + H2O?A) 2 moles B) 6 moles C) 12 moles D) 8 molesE) 10 moles

14. ¿Cuántas moles de cloruro de amonio se obtienen a partir de una mole de HCl con suficiente amoniaco?HCl + NH3 → NH4Cl

A) 2 moles B) 3 moles C) 4 moles D) 5 molesE) 1 mol

15. Si reaccionaron 2 g de hidrógeno con suficiente O2, hallar la masa de agua obtenida.H2 + O2 → H2O

A) 36 g B) 9 g C) 18 g D) 54 g E) 17 g16. Hallar la masa de amoniaco obtenida si reacciona 14 g de nitrógeno con suficiente H2.

N2 + H4 → NH3

A) 68 g B) 34 g C) 17 g D) 9 g E) 72 g17. Determinar la masa de agua formada por la combustión completa de 56 gramos de gas etileno.

C2H2 + O2 → CO2 + H2OA) 38,76 g B) 40,20 g C) 35,67 g D) 52,42 g E) 60,17 g

18. ¿Cuántos gramos de CH4 se obtienen a partir de 36 gramos de carburo de aluminio? Al4C3 + H2O → Al(OH)3 + CH4

P.A.(uma): Al = 27; C = 12; H = 1.A) 18 g B) 16 g C) 20 g D) 24 g E) 12 g

19. ¿Cuántos litros de NH3 se producen a partir de 60 litros de nitrógeno según N2 + H2 → NH3?A) 240 L B) 360 L C) 60 L D) 120 L E) 140 L

20. ¿Cuántos litros de SO2 se obtendrán a partir de 12,1 L de O2? FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

A) 12,6 L B) 7,6 L C) 9,8 L D) 8,8 L E) 8,6 L

21. Se tienen 4 moles de átomos de sodio ¿Qué cantidad de hidrógeno se obtiene cuando se reacciona con agua según Na + H2O → NaOH + H2?A) 1 g B) 2 g C) 4 g D) 6 g E) 7 g

22. ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrá por la descomposición de media mol de clorato de potasio?KClO3 → KCl + O2

A) 14 g B) 24 g C) 44 g D) 34 g E) 54 g

23. En el siguiente enunciado: “Un compuesto químico, independiente de su origen, tiene una composición constante definida e invariable”, corresponde a:A) La ley de Lavoisier.B) La ley de Proust.C) La ley de Dalton.D) La ley de Gay Lussac.E) La ley de Wenzel – Richter.

1. ¿Qué volumen de amoníaco se formará a partir de 12 litros de hidrógeno gaseoso? N2 + H2 → NH3

A) 8 L B) 4 L C) 12 L D) 6 L E) 18 L

2. ¿Qué volumen de oxígeno gaseoso se ha empleado para liberar 100 litros de CO2?

C2H4 + O2 → CO2 + H2OA) 100 L B) 150 L C) 50 L D) 200 L E) 300 L

4. Determine el volumen total de los reactantes consumidos para producir 80 L de NO.NH3(g) + O2(g) → NO(g) + H2O(g)

A) 480 L B) 160 L C) 280 L D) 620 L E) 180 L

6. Al reaccionar 16 g de hidrógeno con 16 g de oxigeno para formar agua, indique el reactivo limitante. H2 + O 2 → H2O

A) H2 B) O 2 C) H2O D) H2 y O 2 E) N.A.

7. ¿Qué peso de agua se formará al hacer reaccionar 32 g de hidrógeno con 256 g de oxígeno?H2 + O 2 → H2O

A) 144 g B) 288 g C) 136 g D) 72 g E) 312 g8. Indique el reactivo en exceso y la cantidad sobrante al reaccionar 24 g de hidrógeno con 284 g de cloro.

H2 + Cl 2 → HClA) H2, 12 g B) Cl 2, 142 g C) Cl 2, 71 g D) H2, 16 gE) H2, 8 g

12. ¿Cuántas moles de AlCl3 se obtendrá al reaccionar 3 moles de HCl con 108 g de aluminio, si la eficiencia de la reacción es del 50%? P.A.(uma): Al = 27; Cl = 35,5.

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

A) 0,25 moles B) 2 moles C) 0,5 mol D) 4 moles E) 0,75 mol

13. ¿Qué peso de hidróxido de sodio se forma al reaccionar 230 g de sodio con 12 moles de agua si la eficiencia de la reacción es del 70%? P.A.(uma): Na = 23; O = 16.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

A) 280 g B) 400 g C) 440 g D) 360 g E) 240 g

14. En un reactor se colocan 15 litros de O2 y 8 litros de NO, según la ecuación NO + O2 → N2O5

¿Cuántos litros de reactivo que está en exceso se consumen?A) 6 L B) 3 L C) 9 L D) 15 L E) 7 L

18. Si se lleva a cabo la síntesis de Haber utilizándose 30 g de H2 y 150 g de N2, indicar lo correcto:A) El hidrógeno es el reactivo limitante.B) Se producen 170 g de amoniaco.C) Al final se recogen 180 g de sustancias.D) Quedan sin reaccionar 140 g de nitrógeno.

30. ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para la combustión completa de 60 L de C3H8, si todos los gases se encuentran en C.N.?A) 30 L B) 300 L C) 40 L D) 400 L E) 500 L