ESTEQUIOMETRÍA 1. ECUACIONES QUÍMICAS

ESTEQUIOMETRÍA
1. ECUACIONES QUÍMICAS
Una ecuación química es una representación convencional escrita, que de forma abreviada, expresa
una transformación química.
Una ecuación química no es una descripción completa de lo que ocurre en la reacción, solamente
expresa el estado inicial de la transformación (reactivos) y el estado final de ella (productos).
La ecuación química no informa sobre el mecanismo de la reacción, ni sobre la velocidad de la
reacción.
1.1 AJUSTE DE ECUACIONES
Una ecuación química está ajustada cuando contiene en cada miembro el mismo número de átomos
de cada elemento.
Normalmente los coeficientes estequiométricos de las ecuaciones se asignan por tanteo. Cuando la
reacción es más compleja puede utilizarse un sistema de ecuaciones.
1.2 ECUACIONES IÓNICAS
Cuando en las reacciones intervienen sales, que en disolución acuosa se encuentran totalmente
disociadas en sus correspondientes iones, se escribe la ecuación iónica en la que solo constan los
iones que intervienen en la reacción y las especies químicas no disociadas. De esta forma se
eliminan los “iones espectadores” de la ecuación química.
Ejemplo: CuSO4 (aq) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) ≈ Cu2+ (aq) + Zn (s) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
2. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
En una ecuación química ajustada, la relación del número de moléculas expresada por los
coeficientes estequiométricos es igual a la relación del número de moles.
2.1 CÁLCULOS CON MASAS
Los coeficientes estequiométricos pueden interpretarse como número de moles. Mediente la masa
molecular de las sustancias podemos establecer relaciones entre las masas de los reactivos y las de
los productos.
1/ El aluminio metálico reacciona con el ácido clorhídrico produciendo cloruro de aluminio y gas
hidrógeno. Formula la ecuación correspondiente y ajústala. Si reaccionan totalmente 15,0 g de
aluminio, calcula: a) los moles de hidrógeno que se obtendrán, b) los gramos de cloruro de
aluminio producidos al mismo tiempo.
Solución: 2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) ; 0,83 moles de H2; 74,13 g de AlCl3
2/ El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio produciendo sulfato de sodio y cloruro de
hidrógeno gas. Calcula cuántos gramos de cloruro de hidrógeno se pueden obtener a partir de
46,0 g de NaCl. (28,70 g)
3/ El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico produciendo cloruro de sodio, dióxido
de carbono y agua. Calcula la masa de dióxido de carbono y de agua que se obtiene al reaccionar
completamente 15,0 g de carbonato de sodio. (6,23 g 2,55 g)
4/ Calcula los gramos de clorato de potasio que deben descomponerse por calentamiento para
obtener 8,0 g de oxígeno. En la reacción también se obtiene cloruro de potasio. Formula y ajusta la
ecuación. (20,43 g)
2.2 CÁLCULOS CON VOLÚMENES DE GASES
Pon convenio entendemos por condiciones normales la temperatura T = 273 K y la presión P =1
atm. Un mol de cualquier sustancia gaseosa, en condiciones normales, ocupa un V = 22,4 L.
5/ Calcula el volumen de hidrógeno gas que se produce en condiciones normales cuando
reaccionan 12,0 g de sodio con agua. En la reacción también se produce hidróxido de sodio.
Solución: 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) ; 5,85 L de H2 (g)
Cuando los gases que participan en las reacciones química no se hallan en condiciones normales es
preciso utilizar la ecuación general de los gases: P·V = n·R·T
6/ El sulfuro de hidrógeno gas reacciona con el oxígeno formando dióxido de azufre y agua.
Calcula cuantos gramos de dióxido de azufre gas se obtendrán si reaccionan 10,0 L de sulfuro de
hidrógeno, medidos a 20 ºC y 99960 Pa. (26,33 g)
7/ La reacción entre el hierro y el vapor de agua a alta temperatura produce Fe3O4 y gas
hidrógeno. Calcula cuántos litros de hidrógeno medidos a 30 ºC y 0,97 atm pueden obtenerse si
reaccionan totalmente 30,0 g de hierro. (18,33 L)
2.3 CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN
La concentración de la disolución nos indica la relación existente entre sus dos componentes, el
soluto y el disolvente. La concentración se puede expresar de distintas formas:
o Porcentaje en masa: Masa de soluto expresada en gramos disuelta en 100 g de disolución.
o Porcentaje en volumen: Unidades de volumen de un componente disueltos en 100
unidades de volumen de disolución.
o Molaridad, M. Número de moles de soluto por litro de disolución.
o Molalidad, m. Número de moles de soluto por kilogramo de disolvente
o Fracción molar: Cociente entre el número de moles de un componente y el número total de
moles presentes en la disolución.
8/ Disponemos de una disolución acuosa de ácido clorhídrico al 20 % en masa, cuya densidad es
1056 kg/m3. Calcula la molaridad y la molalidad del soluto y las fracciones molares del soluto y el
disolvente. (5,79 M, 6,85 m, χ (HCl) = 0,110, χ (H2O) = 0,890)
9/ Calcula la masa de cobre que se obtiene al reaccionar 200 mL de disolución de sulfato de cobre
(II) al 20 % en peso y de densidad 1,10 g/mL con suficiente hierro. En la reacción también se
produce sulfato de hierro (II). (17,5 g de cobre).
En muchas ocasiones tenemos que preparar una disolución diluida a partir de una concentrada. Este
proceso se conoce como dilución. Para realizar una dilución hay que tener en cuenta que los moles
de soluto que tomamos de la disolución concentrada son los mismos que estarán en la disolución
diluida:
nc = nd → Mc·Vc = Md·Vd
2.4 CÁLCULOS CON REACTIVOS IMPUROS
10/ Por calentamiento de pirita, FeS2, en presencia de oxígeno del aire se produce dióxido de
azufre y óxido de hierro (III).
a) Calcula los gramos de óxido de hierro (III) que se obtienen si se tratan de este modo 1000 g de
pirita de 80 % de riqueza en peso. (532,42 g de Fe2O3)
b) Calcula el volumen de aire, de 21 % de riqueza en oxígeno, que se precisa en dicha reacción,
medido en condiciones normales. (1955,9 L de aire)
3. REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO
El reactivo limitante es el reactivo que determina la máxima cantidad de producto que se puede
obtener.
11/ Se desean quemar 56,8 L de gas metano medidos en condiciones normales, utilizando para ello
200 g de oxígeno. La reacción produce dióxido de carbono y agua. Calcula los gramos de dióxido
de carbono que se obtendrán. (109,6 g de CO2)
4. RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES
En muchas ocasiones la cantidad de productos obtenida en la reacción es inferior a la esperada. Las
causas pueden ser las siguientes:
o Muchas reacciones son reversibles, por lo que la transformación no es completa.
o A veces no es posible aislar totalmente el producto o productos de reacción.
o Los productos formados pueden experimentar reacciones secundarias.
o Algunas moléculas de reactivos no están lo suficientemente activadas como para experimentar
la reacción.
Rendimiento = (Producto obtenido realmente / Producto calculado teóricamente)∙100
Producto obtenido realmente = Producto calculado teóricamente ∙ (Rendimiento / 100)
12/ Se hacen reaccionar 10,0 g de óxido de aluminio con exceso de ácido clorhídrico y se obtienen
25,0 g de cloruro de aluminio. Calcula el rendimiento de la reacción. (95,60 %)
13/ Calcula cuántos litros de hidrógeno gas se obtendrán en condiciones normales tratando 90,0 g
de cinc con exceso de ácido sulfúrico si el rendimiento previsto para la reacción es del 80 %. (24,6
L de H2)
5. REACCIONES SIMULTÁNEAS
Cuando dos reactivos inicialmente mezclados reaccionan a la vez y de modo independiente con un
reactivo común o dando lugar a un mismo producto.
14/ Una muestra de 1,00 g compuesta de carbonato de sodio y carbonato potásico, se trata con
ácido clorhídrico y se obtiene una mezcla de 1,091 g de cloruro de sodio y cloruro de potasio.
Calcula la composición de la mezcla inicial en tanto por ciento de cada componente. (50 %
Na2CO3 y 50 % K2CO3)
6. REACCIONES CONSECUTIVAS
Cuando varias reacciones suceden consecutivamente, de modo que el producto de una es el reactivo
inicial para la siguiente.
15/ El ácido sulfúrico se obtiene industrialmente mediante una serie de reacciones consecutivas
que pueden resumirse de la siguiente forma:
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
SO3 (g) + H2O (g) → H2SO4 (l)
Calcula la cantidad de ácido sulfúrico que puede obtenerse a partir de 100 g de FeS2 con un
rendimiento del 100 %. (163,49 g de H2SO4)