guia estequiometria

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Colegio General Rafael Reyes Pereira “Avancemos, construyendo con esperanza, nuestro proyecto de vida” GUIA DE ESTEQUIOMETRÍA QUIMICA FUNDAMENTOS TEORICOS INTRODUCCIÓN La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética; A + B C + D Surgen preguntas como estas ¿ Cuanto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de C en la reacción de A con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de B junto con Y gramos de C?. Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol". FACTORES QUÍMICOS DE CONVERSIÓN La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el " factor químico" de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al numero equivalente de moléculas de otras sustancia implicada en la reacción, a apartir de la ecuación balanceada; 4FeS + 7O 2 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 Se puede escribir los siguientes factores químicos de conversión De la misma manera como las fórmulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas. Para demostrar esto, multipliquese cada término en ambos miembros de la ecuación anterior por el numero de Avogadro,6.02 x 10 23 . Esto no altera la igualdad. la ecuación resultante es: 4( 6.02 x 10 23 ) FeS + 7( 6.02 x 10 23 ) O 2 2( 6.02 x 10 23 ) Fe 2 O 3 + 4( 6.02 x 10 23 ) SO 2

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Colegio General Rafael Reyes Pereira“Avancemos, construyendo con esperanza, nuestro proyecto de vida”

GUIA DE ESTEQUIOMETRÍA QUIMICA

FUNDAMENTOS TEORICOS

INTRODUCCIÓN

La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética;

A + B → C + D

Surgen preguntas como estas ¿ Cuanto se necesita de A para que reaccione con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de C en la reacción  de A con x gramos de B? ¿ Cuanto se producirá de B junto con Y gramos de C?. Las cantidades químicas es decir, el "cuanto" de las preguntas anteriores se pueden medir de diferentes maneras. Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. Todas estas unidades de cantidad se pueden expresar también en otra unidad, el "mol". 

FACTORES QUÍMICOS DE CONVERSIÓN

La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el " factor químico"  de conversión, que permite pasar de las moléculas de una sustancia al numero equivalente de moléculas de otras sustancia implicada en la reacción, a apartir de la ecuación balanceada;

4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2

Se puede escribir los siguientes factores químicos de conversión

De la misma manera como las fórmulas pueden interpretarse directamente en términos de moles o de moléculas. Para demostrar esto, multipliquese cada término en ambos miembros de la ecuación anterior por el numero de Avogadro,6.02 x 10 23. Esto no altera la igualdad. la ecuación resultante es:

4( 6.02 x 1023 ) FeS + 7( 6.02 x 1023 ) O2 → 2( 6.02 x 1023 ) Fe2O3 + 4( 6.02 x 1023 ) SO2

Observe que 6.02 x 1023 moléculas de una sustancia son exactamente 1 mol de esa sustancia. Así se puede sustituir este numero por su equivalente en moles y la ecuación se convierte en :

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Siguiendo un razonamiento similar al usado con las moléculas, podemos obtener factores químicos en términos de moles. Así, tenemos los siguientes factores de conversión.

RELACIÓN EN PESO OBTENIDAS DE LAS ECUACIONES

Existe una ley llamada ley de la composición definida que establece que cuando las sustancias reaccionara para formar compuestos lo hacen en relaciones definidas de masas. por ejemplo:

4FeS + 7O2 → 2Fe2O3 + 4SO2

4 moles    7  moles    2 moles   4 moles 4 x 87.91 g   7 x 32 g   2 x 159.69 g   4 x 64.06 g

muestra que  4 moles  de FeS  ( 4 x 87.091 g de FeS) reaccionan con  7  moles de O2(7 x 32 g de O2) para formar 2 moles de Fe2O3  y  4 moles de SO2 ( 4 x 64.06 g ) de los productos ( 319.38  +  256.24) ( ley de la conservación de la masa)

CÁLCULOS QUÍMICOS

1. Cálculos masa a masa

La relación entre la masa de un reactante y la masa correspondiente de un producto es uno de los problemas de mayor frecuencia en química. Hay varios métodos para resolver este tipo de problemas.

EJEMPLO: 

En la obtención de oxígeno, se descompone clorato de potasio por calentamiento. En una experiencia a partir de 30 g. de clorato, cuántos gramos de oxígeno se obtienen ?

(a) Método de las proporciones :

Se procede a escribir la ecuación química equilibrada :

2KClO3→

2KCl

   +  3O2

Se hallan los pesos mol de las sustancias problema :

Peso de 1 mol de KCl3   = 122,55 gPeso de 1 mol de O2 = 32 g

 

De acuerdo con la ecuación :

245,10 g de KClO3 producen 96 g de O2

30 g de KClO3             X                

(b)  Método del factor de la conversión :

Resumiendo la información cuantitativa que da la ecuación :

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2KClO3→

2KCl

   +  3O2

245,10 g 96 g

Se puede obtener un factor de conversión para pasar gramos de KClO3 ( sustancia conocida ) a gramos de oxígeno ( sustancia problema ).

El factor es :

Se multiplica la cantidad de sustancia dada, KClO3, por el factor de conversión para hallar la cantidad buscada :

 

2.  Cálculos mol-mol

Los problemas estequiometrícos más simples son aquellos en los cuales se calcula el número de moles de una sustancia, que han reaccionado con, o se producen a partir de un cierto número de moles de otra sustancia. 

EJEMPLO: 

Cuantas moles de nitrógeno reaccionan con 0.75 moles de hidrógeno en la producción del amoníaco ?. 

La ecuación equilibrada para esta reacción es : 

N2 + 3H2 → 2NH3

La ecuación equilibrada nos indica :

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1 mol N2 reacciona con 3 moles H2

X moles N2 reaccionan con 0.75 moles H2

X = 0.25 moles de N2

3.  Cálculos con reactivo límite

Generalmente en el laboratorio es difícil tomar las cantidades precisas de cada uno de los reactivos para las diferentes experiencias, ocasionando el exceso de uno de los reactivos . Los cálculos para determinar la cantidad de producto esperado se realizan teniendo en cuenta la sustancia que se consume en forma total o reactivo límite. 

EJEMPLO:   

Se hacen reaccionar 15 g de NaOH con 15 g de HCl para producir agua y cloruro de sodio. Cuántos gramos de NaCl se obtienen? 

La ecuación equilibrada es :

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Lo primero que se debe hacer es determinar cuál es el reactivo límite. De acuerdo con la ecuación tenemos que : 

39,98 g de NaOH se combinan con 36,45 g de HCl15 g de NaOH se combinarán con X

X = 13,67 g de HCl 

Significa que en la reacción únicamente 15 g de NaOH requieren combinarse con 13,67 g de HCL, quedando en exceso 1,33 g de HCl. Por tanto, el reactivo límite es el NaOH  y con esa cantidad problema debemos determinar la cantidad de producto obtenido :

39,98 g de NaOH producen 58,43 g de NaCl15 g de NaOH producirían X g de NaCl

INTRODUCCIÓN

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras .

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un nuevo compuesto H2O.

las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.

LA ECUACIÓN QUÍMICA

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En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.

HCl+

reactivos  NaOH → NaCl

+productos

  H2O

características de la ecuación:

1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución) )

2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos. Estos van encima  o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.

EJEMPLO:

6CO2 + 6H2O→

luz solarC6H12O6    +  6O2

3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen

EJEMPLO:

2H(g) + O2(g) → 2H2O (l)    +  136 kcal

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción;

EJEMPLO:

KClO3KC

l   +  O2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: 

NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO

Composición o síntesis

Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto

2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Descomposición o análisis

Ocurre cuando un átomo sustituye a otro en una

molécula :2HgO (s)  → 2Hg(l) + O2(g)

Neutralización

En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y

desprender agua.H2SO4 (ac)     +  2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) +    2H2O(l)

Desplazamiento

Un átomo sustituye a otro en una molécula CuSO4 + Fe  → FeSO4 +     Cu

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Intercambio o doble

desplazamiento

Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias

que se relacionanK2S + MgSO4    → K2SO4 +    MgS

Sin transferencia de electrones

Se presenta solamente una redistribución de los

elementos para formar otros sustancias. No hay

intercambio de electrones.

Reacciones de doble desplazamiento

Con transferencia de electrones

(REDOX)

Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos

en los reactivos con respecto a los productos.

Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento  

Reacción endotérmica

Es aquella que necesita el suministro de calor para

llevarse a cabo. 

 

2NaH 2Na(s) +      H2(g)

Reacción exotérmica

Es aquella que desprende calor cuando se produce. 2C ( grafito) + H2(g) →   C2H2 (g)

 ΔH=54.85 kcal

BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la  búsqueda de  diferentes coeficientes numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes como en productos 

Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones : 

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN

Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:

N2 + H2 → NH3

En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos quede el mismo número de átomos de dicho elemento. 

N2 + H2 → 2NH3

Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2 reactante : 

N2 + 3H2 → 2NH3

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La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos. 

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la siguiente tabla:

BALANCEO DE ECUACIONES

 CAMBIO EN ELECTRONE

S

CAMBIO  DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Oxidación Perdida Aumento

Reducción Ganancia Disminución

Agente oxidante ( sustancia que se

reduce)Gana Disminuye

Agente reductor    ( sustancia que se

oxida)Pierde Aumenta

como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos. 

El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente : 

(a) Se escribe la ecuación del proceso.Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación. 

Mn+4O2-2 + H+1 Cl-1 →  Mn+2Cl2

-1 +  Cl20 + H2

+1O-2

(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.

Mn+4 + 2e- → Mn+2

2Cl-1 + 2e- → Cl20

(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados. 

(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual.

MnO2 + 2HCl →  MnCl2 +  Cl2 + H2O

(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.

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MnO2 + 4HCl →  MnCl2 +  Cl2 + 2H2O-

EJEMPLO:   

Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación

(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2 en H2S a 0 en S.

(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:

N+5 + 3e- → N+2     ( cambio de -3) (2a)

    S-2 → S0 + 2e- ( cambio  de +2) (2b)

(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3

2N+5 + 6e- → 6N+2     (3a)    3S-2 → 3S0 + 6e- (3b)

(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2,  y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S (4a)

(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la ecuación. la ecuación final será:

2HNO3 + 3H2S → 2NO + 3S + 4H2O (4a) ION ELECTRÓN

Los pasos  de este método son los siguientes:

a) Escribir una ecuación esquemática que incluya aquellos reactivos y productos que contengan elementos que sufren una variación en su estado de oxidación.

b) Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor.

c) Igualar cada ecuación parcial en cuánto al número de átomos de cada elemento. En soluciones ácidas o neutras . puede añadirse H2O y H+ para conseguir el balanceo de los átomos de oxígeno e hidrógeno. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un miembro  de la ecuación, se asegura su igualación agregando un H2O en el miembro. Luego se emplean H+ para igualar los hidrógenos. Si la solución es alcalina, puede utilizarse el OH-. Por cada oxigeno en exceso en un miembro de una ecuación se asegura su igualación añadiendo un H2O en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro .

d) Igualar cada ecuación parcial en cuanto al numero de cargas añadiendo electrones en el primero o segundo miembro de la ecuación.

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e) Multiplicar cada ecuación parcial por los mismos coeficientes para igualar la perdida y ganancia de electrones.

f) Sumar las dos ecuaciones parciales que resultan de estas multiplicaciones. en la ecuación resultante, anular todos los términos comunes de ambos miembros. Todos los electrones deben anularse.

g) Simplificar los coeficientes.

EJEMPLO:     

Balancear la siguiente ecuación iónica por el método del ion-electron :

Cr2O7-2 + Fe+2 → Cr+3 + Fe+3

(1) Las ecuaciones esquemáticas parciales son:

Cr2O7-2 → Cr+3 ( para el agente oxidante) (1a)

Fe+2 → Fe+3 ( para el agente reductor) (1b)

(2)  Se efectúa el balanceo de átomos . La semirreacción (1a) exige 7H2O en la derecha para igualar los átomos de oxígeno; a continuación 14H+ a la izquierda para igualar los H+. La (1b) está balanceada en sus átomos:

Cr2O7-2 + 14H+ → 2Cr+3 + 7H2O (2a)

Fe+2 → Fe+3     (2b)

(3) Se efectúa el balanceo de cargas. En la ecuación (2a) la carga neta en el lado izquierdo es +12 y en el lado derecho es +6; por tanto deben añadirse 6e- en el lado izquierdo. En la ecuación (2b) se suma 1e- en el lado derecho para igualar la carga de +2 en el lado izquierdo:

Cr2O7-2 + 14H+ +  6e- → 2Cr+3 + 7H2O (3a)

  Fe+2 → Fe+3 e- (3b)

(4) Se igualan los electrones ganados y perdidos. Basta con multiplicar la ecuación (3b) por 6:

Cr2O7-2 + 14H+ +  6e- → 2Cr+3 + 7H2O (4a)

  6Fe+2 → 6Fe+3 6e- (4b)

(5) Se suman las semi reacciones (4a) y (4b) y se realiza la simplificación de los electrones:

Cr2O7-2 + 14H+ + 6Fe+2 → 2Cr+3 + 7H2O + 6Fe+3

TALLER

ESTEQUIOMETRÍA

 

 

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1. Las preguntas siguientes se basan en la siguiente reacción ;   

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Balancea la ecuación y responde las siguientes preguntas:     

a) La relación de moles de O2 a moles de propano (C3H8) es:      

A. 5/1

     

B. 5/3

     

C. 10/3

   

D. 5/4

     

b) La proporción en masa entre O2 y C3H8 es :      

A.      

B.      

C.    

D.      

c) Con 3 moles de propano (144 g C3H8) la masa de O2 requerida para utilizar todo el propano, así como el CO2 producido son respectivamente:

     

A. 480 g y 396 g

     

B. 396 g y 480 g

     

C. 160 g y 132 g

   

D. 320 g y 264 g

     

d) Con 3 moles de propano, la cantidad de O2 necesaria para utilizar el 80 % del propano es: 

     

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A. 384 g O2 ( 12 moles)

     

B. 76.5 g O2  ( 2.4 moles)

     

C. 160 g O2 ( 5 moles)

   

D. 480 g O2 ( 15 moles)      

e) El reactivo limite de la pregunta anterior es;      

A. C3H8      

B. CO2      

C. O2

   

D. H2O    

f)  La cantidad de CO2 producida en el ejercicio (d), es;      

A. 316.8 g ( 7.2 moles)

     

B. 132 g ( 3 moles)

     

C. 396 g ( 9 moles)

     

D. 105.6 ( 2.4 moles)

   

Las preguntas 2 a 6 se basan en la siguiente información:

En una industria productora de dióxido de carbono se esta realizando una prueba con un reactor pequeño. Se le suministran al reactor 220 g de gas propano y 1600 g de oxigeno para una reacción de combustión completa,

 

   

2.Los moles que se agregan de cada reactivo son:    

A. 25 moles de C3H8 y 10 moles de O2

   

B. 50 g de C3H8 y 5 de O2

   

C. 5 g de C3H8 y 50 de O2

   

D. 10 g de C3H8 y 25 de O2

   

3. Si el propano estuviera en exceso, ¿ Cuánto propano reaccionaria con todo el oxígeno?

     

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A. 220 g

   

B. 440 g

     

C. 800 g

   

D. 1600 g

   

4.¿Cual es el reactivo limite?      

A. Propano      

B. Oxígeno      

5.¿Cuánto se produce de CO2?      

A. 660 g  ( 15 moles )

     

B. 1320 g ( 30 g moles)

 

C. 132 g ( 3 moles)

 

D. 264 g ( 6 moles)

   

6.El CO2 producido se envasa en un recipiente de 5 litros a 20 °C ¿ A que presión se encuentra;

   

A. 36.2 atm

   

B. 125.3 atm

   

C. 18.5 atm

   

D. 72.1 atm