química ESTEQUIOMETRíA La estequiometría (palabra que etimológicamente viene del griego stoicheioll, elemento, y metro, medida) es la parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas entre las sustancias qUE intervienen en las reacciones químicas. Uno de los aspectos más importantes que se presentan al estudiar en detalle las reacciones químicas es tratar de efectuar relaciones cuantitativas a través de ellas; corno por ejemplo, determinar- qué cantidad de reactivo se necesita para obtener una cantidad dada de producto. Estas relaciones cuantitativas se denominan estequiométricas. En ellas hay que aplicar los conceptos que ya estudiamos de mol, masa molar, masa atómica, volumen molar y número de Avogadro. Retomemos la ecuación que corresponde a la combustión del metano Desde el punto de vista molecular (microscópico) vernos que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para dar una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. ¿Cuántas moléculas de metano reaccionan con 36 moléculas de oxígeno. La ecuación anterior señala, como dijimos, que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxigeno entonces reaccionan con 2 moléculas de O 2 36 moléculas de O2 ------------ 1 molécula de CH 4 -------------- X 36 moléc. O2 • 1 moléc CH4 X = -----------~-------------~------- = 18moléculas d e CH4 2 moléc. O2 Desde el punto de vista molar (macroscópico) diremos que un mol de metano reacciona con dos moles de oxígeno para dar un mol de dióxído de carbono y dos moles de agua. ¿Cuántos moles de oxígeno se necesitan para la combustión de 5 moles de metano? reacciona con 1 mol de CH4 ------------------- 2 moles de O2 5 mo1es de C H4 ------- --------- --------X 5 moles CH4 • 2 moles O2 X= 1 química Todo lo que se puede decir del número relativo de moléculas o de átomos puede ser dicho del nº relativo de moles. Este enunciado es la base de todos los cálculos estequiométricos. También podemos representar esta ecuación en función de las masas de los reactivos y productos. Sólo basta con que recordemos cómo se hallaba la masa de un mal de cualquier sustancia. Entonces, podremos analizar la reacción de combustión del metano en función de los siguientes valores: 1 mol 16 g 16g 2 moles 2 • 32 g 64 g 1 mol 2 moles 44 g 44 g 2 • 18 g 36 g 80 g 80 g Como ves, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos, es decir, se cumple la ley de la conservación de la masa. Después de estos cálculos, la ecuación anterior también nos informa que 16 g de CH 4 reaccionan con 64 g de oxígeno para producir 44 g de CO 2 y 36 g de agua. ¿Cuántos gramos de 02 reaccionan con 30 g de metano? reaccionan con 16 g de CH4 64 g de O2 X 30 g de CH4 30 g CH4· 64 g O2 X = ----------------------------- --- = 12 O g O2 16 g CH4 Como ya sabes, en un mol de moléculas hay 6.02 • 1023 moléculas, por lo tanto, a la ecuación balanceada le podemos extraer otra información: 1mol 6.02x1023 moléc. de CH4 2 moles 2· 6.02x1023 1 mol 6.02 x1023 moléc. de O2 moléc. de CO2 2 moles 2 • 6.02 •1023 moléc. de H20 2 química Nos podríamos preguntar ahora ¿cuántas moléculas de agua se forman a partir de la combustión de 1.55 • 1024 moléculas de metano? 1.204x1024 moléc. de H2 O 1.55x1024 moléc. de H20 x= . se obtienen de ----- -------- 6.02x1 023 moléc. de CH4 X 1.55 • l024moléc. H20 • 6.02xl023moléc CH4 ---------------------- - - - - --------------------------------------- = 1.287 •1023 moléc CH4 Ahora bien, toda la información que hemos obtenido de la combustión del CH4, la podemos resumir de la siguiente manera: 1mol 2 moles 16 g 6 02x1023 64 g 2· 6.02x 1023 moléc. de CH4 moléc. de O2 1 mol 44 g 6.02 x 1023 moléc. de CO2 2 moles 36 g 2 • 6.02xl023 moléc. de H20 y así establecer las relaciones que consideremos necesarias para resolver las situaciones problemáticas que se nos presenten. Por ejemplo, ¿cuántos kilogramos de metano se deben quemar para obtener 5x l025 moléculas de CO2? se obtienen al quemar 6.02x1023 moléc. de CO2 -----------------------------16g de CH4 5 • 1025 moléc. de CO2 --------------------------------- X = X= 6.02 • l023 moléc CO2 Muy bien, ya conocemos los cálculos estequiométricos y podemos comenzar a hacer algunos ejercicios para ver sí les hemos entendido ... 3 química ESTEQUIOMETRÍA 1. Se hacen reaccionar 7 g de Zn con 40 g de ácido sulfúrico. Calcular: a) cuál es el reactivo limitante. b) cuántos gramos de sulfato de cinc se obtienen. 2. La siguiente reacción tiene un rendimiento del 95 %. Na2 CO3 + Ca (OH)2 CaCO3 + 2 NaOH Si se parte de 36 g de sal, calcular: a) qué masa de NaOH se obtiene. b) cuántos moles de Ca(OH)2 intervienen en la reacción. R: a. 25,8g b. 0,33 moles 3. Se poseen 120 g de hidróxido de sodio y 4 moles de ácido fosfórico. Calcular: a) cuántos gramos de fosfato de sodio se obtienen. b) Cuántos moles de reactivo en exceso no reaccionan. c) cuántos gramos de reactivo limitante se deben agregar para que no haya reactivo en exceso. R: a. 164g b. 1 mol; c. 360 g 4. Teniendo en cuenta la siguiente ecuación: 3 H2 + N2 2 NH3 a) ¿Cuántos litros de hidrógeno en CNPT, se requieren para reaccionar con 1,6 g de nitrógeno? b) ¿Cuántos moles de amoníaco se obtienen al reaccionar 100 litros de nitrógeno con suficiente cantidad de hidrógeno? R: a. 3,84 l; b. 8,92 moles 5- ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen al reaccionar 0,1 g de hidróxido de aluminio con suficiente cantidad de ácido clorhídrico para formar cloruro de aluminio? R: 2,28 * 10 21 moléc. 6- Se hacen reaccionar 100 litros de cloro en CNPT, con 12 moles de oxígeno para formar anhídrido perclórico. Calcular la masa en gramos del reactivo en exceso que queda sin reaccionar. R: 73,5 g 4 química 7- Todos los metales alcalinos, reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el correspondiente hidróxido del metal. Una reacción común es la que se da entre el litio y el agua: 2 Li (s) + 2 H2 O (l) 2 Li(OH) (ac) + H2 (g) a) ¿cuántos moles de H2 se pueden formar al completar la reacción de 6,25 moles de Li con agua? b) ¿cuántos gramos de H2 se pueden formar mediante la reacción completa de 80,60 g de Li con agua? 8- R a. 3,12moles; b. 12 g. Los alimentos que ingerimos, se degradan o rompen en el organismo para proporcionar la energía que necesitamos para el crecimiento y las funciones del cuerpo. Un ejemplo de esto es la descomposición de la glucosa (C6H12O6) para dar : H2O C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 Si una persona consume 865 g de glucosa, ¿cuál es la masa de dióxido de carbono producida?. R 1,25 Kg. 9- A altas temperaturas, el azufre se combina con el hierro para formar sulfuro de hierro (II) de color marrón oscuro: Fe (s) + S (l) FeS (s) En una experiencia, 7,62 g de Fe se hacen reaccionar con 8,5 g de S. a) ¿cuál de los dos reactivos es el limitante? b) calcúlese la masa de FeS formada. c) ¿qué cantidad del reactivo excedente en gramos queda al final de la reacción?. R b. 12 g. c. 4,30g 10. El agotamiento de la capa de ozono (O3) es tema de estudio por los problemas que ocasiona. Se cree que el O3 reacciona con el monóxido de N proveniente de la emisión de los aviones. La reacción es: O3 + NO O2 + NO2 Si 0,74 g de O3 reaccionan con 0,67 g de NO, ¿cuántos gramos de NO2 se pueden producir?. ¿Qué compuesto es el reactivo limitante? . Calcule el nº de moles del reactivo excedente que permanecen al fin de la reacción. 5