MODULO VI

 

ESTEQUIOMETRÍA

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"Es el calculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el trascurso de una reacción química"

Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que nuestra ecuación está balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular razones (también llamadas relaciones), y estas relaciones nos darán información sobre las proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra reacción.

El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:

La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados

CALCULOS BASADO EN REACCIONES QUÍMICAS

Las unidades utilizadas para los reactivos (o productos) sean moles, gramos, litros (para los gases) u otras unidades, para calcular la cantidad de producto formado (o reactivo que le dio origen) en una ecuación se utiliza el método del mol.

*METODO DEL MOL:Los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia o como el número de moléculas de cada sustancia.

PASOS PARA CALCULAR POR MÉTODO DEL MOL

1. el primer paso, y el más importante, es el mismo para todos los problemas de estequiometría, sin importar qué estás resolviendo: DEBEMOS ESCRIBIR LA ECUACIÓN DE LA REACCIÓN Y ASEGURARNOS QUE ESTE BALANCEADA. Si no es así, las relaciones molares estarán equivocadas y las respuestas no serán correctas.

2. Partir del dato problema que nos brindan, y formular nuestra operación.

3. Estable la RELACIÓN DE MOLES entre dos sustancias en un factor estequiométrico basado en la ecuación química.

4. Dar la respuesta en la unidad de medida que se solicita.

EJEMPLO 1 :

• Para la siguiente reacción no balanceada, ¿cuántos gramos de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text serán necesarios para reaccionar totalmente con 3.10 gramos de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript?

NaOH(aq)+H2​SO4​(aq)→H2​O+Na2​SO4​(aq)

         B A L A N CE A M O S    E C U A C I Ó N

2NaOH(aq)+H2​SO4​(aq)→2H2​O+Na2​SO4​(aq) 

Por lo tanto: 

• De qué reactivo o reactivos ya conocemos la cantidad?
• ¿Qué estamos tratando de calcular?

 sabemos que la cantidad de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript es 3.10 gramos, y queremos calcular la masa de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text. 

Como debemos de utilizar el método del mol, convertimos la masa de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript a moles al usar el peso molecular. Dado que el peso molecular de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript es 98.09 g/mol, podemos encontrar los moles de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript de la siguiente manera:

$3.10 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4} \times \dfrac{1 \,\text{mol} \,\text H_2 \text{SO}_4}{98.09 \, \cancel{\text g \,\text H_2 \text{SO}_4}} =3.16 \times 10^{-2} \text {mol H}_2 \text{SO}_4$

Queremos calcular la cantidad de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text, entonces podemos usar la relación molar entre $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text y $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript. Según nuestra ecuación química balanceada, necesitamos 2 moles de NaOH por cada mol de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, lo que nos da la siguiente relación:

$\text{Relación molar entre NaOH y H}_2 \text{SO}_4=\dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\,\text{mol H}_2 \text {SO}_4}$start text, R, e, l, a, c, i, o, with, \', on top, n, space, m, o, l, a, r, space, e, n, t, r, e, space, N, a, O, H, space, y, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, equals, start fraction, 2, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, divided by, 1, start text, m, o, l, space, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript, end fraction

Podemos utilizar la proporción para convertir moles de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript del paso uno, en moles de NaOH.

$$3.16 \times 10^{-2} \,\cancel{\text {mol} \,\text H_2 \text{SO}_4} \times \dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\,\cancel{\text{mol H}_2 \text {SO}_4}} =6.32 \times 10^{-2} \,\text {mol NaOH}

Podemos convertir los moles de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text del Paso 2, a masa en gramos mediante el peso molecular de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text:

$6.32 \times 10^{-2} \cancel{\text {mol} \,\text {NaOH} }\times \dfrac{40.00\,\text{g NaOH}}{1\, \cancel{\text{mol NaOH}}} =2.53 \,\text {g NaOH}$6, point, 32, times, 10, start superscript, minus, 2, end superscript, start cancel, start text, m, o, l, end text, start text, N, a, O, H, end text, end cancel, times, start fraction, 40, point, 00, start text, g, space, N, a, O, H, end text, divided by, 1, start cancel, start text, m, o, l, space, N, a, O, H, end text, end cancel, end fraction, equals, 2, point, 53, start text, g, space, N, a, O, H, end text

Necesitaremos 2.53 gramos de $\text{NaOH}$start text, N, a, O, H, end text para que reaccionen totalmente con 3.10 gramos de $\text H_2 \text{SO}_4$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, S, O, end text, start subscript, 4, end subscript.

EJEMPLO 2:

La combustión del gas propano, C3H8 con el oxígeno del aire, da como resultado dióxido de carbono y agua.

A) Escriba la ecuación balanceada para la reacción 

C3H8 + 5O2 ---> 3CO2 + 4H2O

B) ¿Cuántos moles de gas propano se necesitan para obtener 5 moles de dióxido de carbono? 

¿ MOL C3H8? PARA 5 MOL CO2

C) ¿Cuántos gramos de agua se forman a partir de 500 gramos de gas propano y la 

suficiente cantidad de oxigeno?

*Es importante que verifiques utilizar el método del mol para resolver los problemas.

VOLUMEN MOLAR 

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Condiciones de temperatura y presión estándar: 

• T°C= 0° = 273 K
• P= 260 mmHg = 1 atm

Un mol de un gas a TPE (temperatura y presión estándar) ocupa un volumen de 22.4L

*1 mol de gas a TPE = 224.4L = 6.022X10 23 MOLECULAS.

EJEMPLO:

1.Calcular el volumen que ocuparía 1 kg de oxígeno (O₂) a 1 atmósfera de presión y 0ºC.

En primer lugar necesitamos conocer el número de moles de O₂ que están presentes en 1 kg. Lo averiguamos a partir de su peso molecular:

• Peso molecular del O
• _O = 32 gramos / mol = 0,032 kg / mol
• 1kg / (0,032 kg / mol) = 31,25 moles de O2.

Ya conocemos el número de moles de gas, por lo tanto, suponiendo que el O₂ es un gas ideal tenemos que:

• Volumen O₂ = 31,25 mol · 22,4 litros / mol = 700 litros 

2. Se hacen reaccionar 15 L de N2 con suficiente H2 para producir NH3 (g) se forma a TPE?

• Escribo mi reacción y balancear.

N2+ 3 H2 (g) ----> 2H3 (g) 

• Realizó mi operación.

REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO

Cuando se efectúa una reacción, los reactivos no están presentes en cantidades estequiométricas necesariamente, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada.

REACTIVO LIMITANTE: le llamamos así al compuesto que se consume primero en una reacción, ya que la máxima cantidad de producto depende de la cantidad de este reactivo.

REACTIVO EN EXCESO: será aquel que no se agote por completo durante la reacción.

La cantidad de producto que se obtenga de la reacción, dependerá siempre de la cantidad de reactivo limitante que se tenga en la reacción.

*SE DETERMINA EL REACTIVO LIMITANTE, PARA HACER LOS CÁLCULOS CUANDO SE FORMA, UTILIZANDO EL MÉTODO DEL MOL.

Ejemplo: 

A altas temperaturas el azufre se combina con el hierro para formar el sulfato de hierro (II) café oscuro:

En un experimento 7.621 g de Fe se dejan reaccionar con 8.669 g de S.

a) ¿Cuál de los dos es el reactivo limitante?

Antes de cualquier otra cosa, es conveniente sacar las masas teóricas de los reactivos y del producto. Después de eso, procedemos a anotar las masas reales dadas.

Para proceder a conocer cuál es el reactivo limitante, vamos a evaluar los dos reactivos y ver cuál de los dos producen menos FeS, el cual será el reactivo limitante.

b) Calcula la masa de FeS formada.

La ventaja de utilizar el método anterior, es que ya nos da la masa directamente del FeS.

Respuesta: 11.988 g= 12 g de FeS.

c) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (en g) queda al final de la reacción?

Sabemos por el procedimiento anterior que el reactivo en exceso es el azufre. Por lo cual, necesitamos evaluar la cantidad de azufre que necesita para reaccionar nuestra cantidad de hierro inicial:

RENDIMIENTO DE REACCIÓN

La cantidad de reactivo limitante determina el rendimiento teórico de una reacción, a través de la aplicación del método del mol.

El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener cuando la reacción es exitosa en un 100.

En la práctica el RENDIMINETO REAL es menor teórico, a lo sumo igual pero nunca mayor al teórico.

El RENDIMIENTO REAL se determina sólo a través de experimentos y es usualmente un dato que los problemas suelen dar.

Uno o más reactivos en una reacción química suelen ser usados en exceso. El rendimiento teórico es calculado basado en la cantidad molar del reactivo limitante, tomando en cuenta la estequiometría de la reacción. Para el cálculo, se suele asumir que hay una sola reacción involucrada.

 

En la práctica, cuando se realiza una reacción en el laboratorio se puede perder algo del producto durante la purificación o los pasos de aislamiento. Incluso puedes llegar a decidir que vale la pena perder 10% de tu producto en un paso extra de purificación porque sabes que es más importante obtener un producto extremadamente puro en lugar de tener más cantidad de un producto menos puro.

ya saben que el rendimiento real va a ser menor que el rendimiento teórico, se reporta el rendimiento real usando el rendimiento porcentual, que nos dice qué porcentaje del rendimiento teórico vamos a obtener. Esta tasa puede ser muy valiosa para otras personas que quieren probar nuestra reacción.

 El rendimiento porcentual se determina usando la siguiente ecuación:

rendimiento porcentual=rendimiento teoˊricorendimiento real​×100%

Ejemplo: 

El dicloruro de azufre se utiliza en la vulcanización del caucho.Se prepara mediante el calentamiento de  azufre S8 en una atmosfera de cl2 en una atmosfera de cl2.

a) Escriba la ecuación balanceada

S8 + 4Cl2 -----> 4S2Cl2

¿Cúal es el rendimiento teórico de dicloruro de diazufre en gr cuando 4.06g de S se calienta con 6.24 g Cl?

*Por lo tanto es mi reactivo en exceso porque necesito 4.4893 gr Cl2 y tengo 6.24 gr Cl2.

Si el rendimiento real del diazufre es 6.55 gr ¿Cual es el % de rendimiento?

BIBLIOGRAFIA:

1. Ira N. Levine. (2014). Principios de Fisicoquímica. Sexta edición. Mc Graw Hill.
2. Glasstone. (1970). Tratado de química física. Segunda edición. Aguilar.
3. Wikipedia. (2019). Molar volume. Recuperado de: en.wikipedia.org

$3.16 \times 10^{-2} \,\cancel{\text {mol} \,\text H_2 \text{SO}_4} \times \dfrac{2\,\text{mol NaOH}}{1\,\cancel{\text{mol H}_2 \text {SO}_4}} =6.32$3.16×10