Estequiometría

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QUIMICA GRAL FAC. DE Cs NATURALES 
RECURSOS NATURALES UNSa 
 ESTEQUIOMETRIA 
La estequiometria estudia las relaciones cuantitativas entre las cantidades de 
reactivos, reactivos y productos y entre productos, durante el transcurso de una 
reacción Qca 
REACCION QUIMICA 
Proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más 
sustancias nuevas. Se representan, mediante ecs químicas: 
 
 Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g) 
10 g 
 reactivos productos 
ESTADOS DE AGREGACION 
 g:gas 
l: liquido 
s: solido 
ac: en solución acuosa 
LEY DE CONSERVACION DE LA MASA: los átomos no se crean ni se destruyen 
durante una reacción química 
Este concepto permite balancear una ecuación química 
 
 
 
 
Para resolver un problema estequiométrico: 
 
1. Se debe plantear la ecuación química igualada de la reacción involucrada en el 
problema. La ecuación química es el dato principal del problema ya que nos da la 
relación entre las cantidades (moles, masas) de los reactivos que reaccionan 
Coeficiente estequiométrico 
La ecuación química nos da la relación entre las cantidades 
(moles, masas) de reactivos y productos 
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totalmente y de productos que se obtienen. Ejemplo: Se realiza la hidrólisis del 
nitruro de calcio. La ecuación química de esta reacción es: 
1Ca3N2 + 6H2O → 2NH3 + 3Ca(OH)2 
 
Los coeficientes estequiométricos (1, 6, 2, 3) indican los números de moles 
o de moléculas de cada sustancia que reaccionan totalmente y los números 
de moles o de moléculas de productos que se obtienen, según la 
estequiometria. 
En la reacción estudiada: 
 1 mol de Ca3N2 reacciona totalmente con 6 moles de H2O y se obtienen 2 moles 
de NH3 y 3 moles de Ca(OH)2. Se puede hacer esta relación estequiométrica en 
unidades de masas. Para esto debemos conocer las masas molares de las 
sustancias que intervienen en la reacción. 
 
ℳCa3N2 = 148 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ; ℳH2O = 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙; ℳNH3 = 17 𝑔/𝑚𝑜𝑙; ℳCa(OH)2 = 74 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
1 mol de Ca3N2 o sea 148 g de Ca3N2 reaccionan totalmente con 6 moles de H2O 
o sea 6x18 g de H2O y se obtienen 2 moles de NH3 o sea 2x17g de NH3 y 3 
moles de Ca(OH)2 que son 3x74g de Ca(OH)2. 
1Ca3N2 + 6H2O → 2NH3 + 3Ca(OH)2 
1 mol + 6 moles → 2 moles + 3 moles 
148g + 6x18g → 2x17g + 3x74g 
 
Queremos saber cuántos gramos de hidróxido de calcio se obtienen con 2,5 moles 
de nitruro de calcio. Sabemos por la estequiometria que con 1 mol de Ca3N2 se 
obtiene 3 moles de Ca(OH)2 o sea 3x74 g de Ca(OH)2 , por lo tanto para saber 
con 2,5 moles de Ca3N2 cuántos gramos de Ca(OH)2 se obtienen, hacemos la 
siguiente regla de tres simple: 
 
1 mol Ca3N2______________3x74g Ca(OH)2 
2,5 moles de Ca3N2________ X =… 
 
2. Todas las sustancias que intervienen en la ecuación estequiométrica son 
puras. 
3. No siempre mezclamos sustancias puras para que reaccionen. Podemos 
mezclar soluciones, rocas, muestras que contienen las sustancias puras que van 
a reaccionar, por lo tanto debemos conocer las cantidades de sustancias puras 
reaccionantes que hay en la solución, en la muestra impura etc. 
En general se tiene como dato la pureza de la muestra. 
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Se define pureza de una muestra, como el porcentaje de la muestra, es decir, 
a la masa de la sustancia pura por cada 100 partes en masa de la muestra. 
Las masas generalmente se expresan en gramos. 
Ejemplo: una roca carbonática al 80 % en carbonato de calcio, o una muestra de 
carbonato de calcio al 80% de pureza. Esta significa que cada 100 g de roca o 
muestra contiene 80 g de carbonato de calcio puro. 
En la reacción estudiada se hidrolizan 5,0 g de nitruro de calcio al 90% de pureza. 
¿Cuántos moles de amoníaco se obtienen? 
1 Ca3N2 + 6 H2O → 2 NH3 + 3 Ca(OH)2 
5.0 g al X moles 
90 % 
Como el nitruro de calcio es una muestra impura debemos conocer la cantidad de 
nitruro de calcio puro que hay en la muestra y luego realizar la relación 
estequiométrica. 
100 g de muestra ____________ 90 g de Ca3N2 
5,0 g de muestra ____________X = 4,5 g de Ca3N2 
 
1 Ca3N2 + 6 H2O → 2 NH3 + 3 Ca(OH)2 
 
148 g _________________2 moles 
 4,5 g _________________X= 0,061 moles 
 
 Si la sustancia reaccionante se encuentra en solución se debe calcular la cantidad 
de soluto contenida en el volumen o masa de solución dada. 
4. Rendimiento de reacción: 
 Nos indica que en condiciones estequiométricas se obtiene menor cantidad de 
productos, que la que se esperaría obtener, independientemente de la pureza de 
los reactivos. 
 Los resultados de los productos obtenidos por estequiometría son teóricos, y 
corresponden a un rendimiento del 100%, el rendimiento práctico, en general, es 
menor que el teórico. 
Por ejemplo si el rendimiento de la reacción estudiada es del 75%, lo que se 
obtiene de amoníaco prácticamente es: 
Con un rendimiento del 100% se obtiene 0,061 moles de NH3 
Con un rendimiento del 75% se obtiene X= 0,046 moles de NH3 
 
100%___________0,061 moles de NH3 
 75%___________X= 0.046 moles de NH3 
 
Elección de Reactivos: 
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Se realiza una elección de reactivos, cuando se mezclan cantidades no 
estequiométricas de los reactivos, para que reaccionen. Para poder calcular las 
cantidades de reactivos que reaccionan estequiométricamente y de productos que 
se obtienen, se debe realizar una elección de reactivos. 
 
Ejemplo: A 10,0 mL de una solución de Na2CrO4 0,05 M se le agregó 0,075 g de 
una muestra de AgNO3 al 90% de pureza. Cuántos gramos de precipitados se 
obtienen con un rendimiento de reacción del 85%. 
1º- Plantear la ecuación correspondiente: 
 Na2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4(s) + 2NaNO3 
2º- Calcular las cantidades de reactivos puros (en moles o masa) que se 
mezclaron para que reaccionen: 
10,0 mL de una solución de Na2CrO4 0,05 M 
1.000 mL de solución ___________0,05 moles de Na2CrO4 
 10.0 mL de solución ___________x = 5x10-4 moles de Na2CrO4 
 
 
0,075 g de una muestra de AgNO3 al 90% de pureza 
Recordando que: pureza de una muestra es el porcentaje de la muestra, es decir, 
la masa de la sustancia pura por cada 100 partes en masa de la muestra. 
 
100 g de muestra _____________90 g de AgNO3 
0,075 g de muestra _____________x= 0,068 g de AgNO3 
 
 Pasando esta masa a moles: M AgNO3 = 170 g/mol; 0,068 g AgNO3 son 4,0x10-4 
moles 
Las cantidades de las sustancias subrayadas, son las que se mezclaron. 
3º- Debemos realizar la elección de reactivos, es decir cual de los reactivos 
reaccionó totalmente, reactivo limitante, y cual de los reactivos está en exceso, 
reactivo en exceso. 
Por la ecuación: 
Na2CrO4 + 2AgNO3 → Ag2CrO4(s) + 2NaNO3 
 
Sabemos que 1,0 mol de Na2CrO4 reacciona totalmente con 2,0 moles de AgNO3. 
¿Los 5,0x10-4 moles de Na2CrO4, con cuántos moles de AgNO3 reaccionarán? 
 
Sustancias Na2CrO4 AgNO3 Ag2CrO4 NaNO3 
Por la ecuación(dato) 
1,0 mol 2,0 mol 1,0 mol 2,0 mol 
Inicial 5x10-4 moles 4x10-4 moles 0 0 
Reaccionan totalmente X=2x10-4 moles 0 
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Final de la reacción 3x10-4 moles 
 
2,0 moles de AgNO3 reaccionan con 1,0 mol de Na2CrO4 
4x10-4 moles de AgNO3 reaccionarán con X= 2x10-4 moles de Na2CrO4 
Para que reaccionen totalmente los 4x10-4 moles de AgNO3 se necesitan 2x10-4 
moles de 
Na2CrO4, esta cantidad es menor QUE LA INICIAL (5x10-4 moles), ESTE ES EL 
REACTIVO EN EXCESO, de los 5x10-4 moles de Na2CrO4 reaccionarán 
totalmente 2x10-4 moles, quedarán en exceso, sin reaccionar, 5x10-4 moles - 2x10-
4 moles = 3x10-4 moles. El REACTIVO LIMITANTE es el AgNO3, los 4,0x10-4 
moles reaccionarán totalmente y al final de la reacción no queda este reactivo. 
 Para calcular los gramos de precipitados (Ag2CrO4) que se obtuvo, como lo 
requiere el problema, procedemos: 
Si con 2,0 moles de AgNO3 se obtiene 1,0 mol de Ag2CrO4 
Con el R.L. 4x10-4 moles de AgNO3 se obtiene X= 2x10-4 moles de Ag2CrO4 que 
corresponden a 0,066 g de Ag2CrO4 con un rendimiento de reacción del 100%, 
como el rendimiento de esta reacción fue del 85%, se obtuvo prácticamente: 
 
100% _____________0,066 g de Ag2CrO4 
85% _____________X= 0,056 g de Ag2CrO4 
 
Ejemplo: A 10,0 mL de una solución de Na2CrO4 0,05 M se le agregó 0,075 g de 
una muestra de AgNO3 al 90% de pureza. Cuántos gramos de precipitados se 
obtienen con un rendimiento de reacción del 85%. 
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9 moles 
4,39 moles 
4,39 moles 8,78 g de H 
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