Estequiometria II

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°7, Común.
Estequiometria II
En una reacción química balanceada, los coeficientes indican una proporción en la cual se
combinan las sustancias y la proporción en que se forman los productos. Esto es lo que
llamamos estequiometria.
La ecuación balanceada se puede interpretar como proporción en moléculas o en moles
de cada sustancia involucrada.
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Leyes fundamentales de combinación química:
 Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier:
Esta ley establecida en 1774 dice que en cualquier reacción química la materia no se crea
ni se destruye, por lo tanto el número total de átomos existentes en los productos, es
exactamente el mismo que hay en los reactores. Es por esto que también la masa se conserva
 Ley de proporciones definidas, constantes o de Proust :
La tesis que un compuesto químico presenta siempre la misma composición fue debatida
intensamente por Bertholler y Proust. Se hicieron innumerables experimentos por parte de
Proust, analizando algunos compuestos procedentes de distintas regiones y encontró que sus
componentes tenían la misma composición. Berthollet es cambio postulaba que la composición
de los compuestos iba a depender de la forma como estos se formaban. En 1801 los
antecedentes experimentales recogidos por Proust, le permitió publicar sus resultados y enunciar
la Ley de Proporciones Definidas, la que se puede expresar de la siguiente forma: “Cuando dos
elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en la misma
proporción en masa” Si hay una cantidad en exceso de uno de los elementos que se
combinan, esta masa en exceso no reacciona.
 Composición porcentual:
El químico compara, muy a menudo, el porcentaje de cada uno de los elementos en la
proporción de una muestra conocida. Por tanto si los elementos y los porcentajes coinciden
con una muestra previamente establecida podrá identificar el compuesto desconocido.
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 Ley de combinación de volúmenes o de Gay - Lussac:
Dice que cuando una reacción tiene lugar en estado gaseoso, bajo las mismas
condiciones de temperaturas y presión, los volúmenes de los reactantes y productos están en
una razón sencilla de números enteros.
 Ley de Avogadro:
Establece que en las mismas condiciones de temperatura y presión constante igual
volúmenes de gases tienen el mismo número de moléculas.
Ecuaciones químicas
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas, las cuales son
descripciones matemáticas de lo que está sucediendo en el proceso en el que una o más
sustancias (reactantes) cambia(n) para formar una o más sustancias nuevas (productos).
Reactivos
→
Productos
Independiente de las unidades utilizadas para los reactantes o productos, sean moles,
gramos o litros, para calcular la cantidad de producto formado en una reacción se utilizan
relaciones estequiométricas (relaciones cuantitativas entre reactantes y productos), de
preferencia en unidades mol. Los coeficientes estequiométricos en una reacción química se
pueden interpretar como la cantidad teórica en moles de cada sustancia.
Por ejemplo, en su formulación más simple, el metano (CH4) reacciona con el oxígeno
(O2) y origina dióxido de carbono, (CO2), y agua (H2O). En términos más específicos, indica
que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y produce una molécula
de dióxido de carbono y dos moléculas de agua; es decir:
Nivel de molecular:
1 molécula
2 molécula
1 mol
2 mol
1 molécula
2 molécula
Nivel de moles:
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1 mol
2 mol
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Nivel de
moléculas
Nivel de gramos
[ ]
16[g]
[ ]
[ ]
El estado físico de cada sustancia en una ecuación química se indica frecuentemente
entre paréntesis. Utilizamos los símbolos (g), (l), (s), y (ac) para gas, líquido, sólido y solución
acuosa, respectivamente.
La ecuación balanceada anterior se puede escribir como:
Balance de reacciones químicas
Para establecer la cantidad máxima de producto que se puede obtener a partir de los
reactantes, es fundamental que la ecuación esté balanceada, esto es, debe tener números
iguales de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha.
En general, para el balance de una ecuación se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Comenzar probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada
elemento en ambos lados de la ecuación.
2. Se buscan primero los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la
ecuación y se equiparan.
Actividad nº1: Equilibre las siguientes reacciones químicas, colocando el coeficiente estequiométrico
donde corresponda.
A)
H3PO4
+
Zn(OH)2
B)
Mg3N2
+
H2O
C)
C4H8
+
O2
D)
Fe2O3
+
E)
FeS2
+
CO
O2
→
→
→
H2O
+
NH3
+
CO2
→
Fe
→
Fe2O3
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+
+
+
Zn3(PO4
Mg(OH)2
H2O
CO2
SO2
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Reactivo limitante:
Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes
en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la
ecuación balanceada. Como consecuencia, algunos reactivos están en menor proporción.
El reactivo que proporcionalmente está en menor cantidad en la reacción recibe el
nombre de reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende
de la cantidad de este reactivo.
Por ejemplo, en la siguiente reacción:
2H2O(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Al reaccionar 5 [mol] de hidrógeno (H2) con 3 [mol] de oxígeno (O2), se forman 5 [mol]
de agua.
Cálculos estequiométricos:
1) Determinar la masa de H2SO4, que se produce al reaccionar 2 moles de SO3, según la
siguiente reacción:
SO3 + H2O
H2SO4
(Peso Molecular H2SO4: 98 [g/mol])
2) Según la siguiente reacción: (Peso Molecular H2O: 18 [g/mol], Peso Molecular C3H8:
44[g/mol])
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O
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A. Determinar el número de moles de CO2 que se producen cuando reaccionan 8 moles
de O2.
B. Calcular la masa de H2O que se producen cuando reaccionan 35 g de C3H8.
3) Tomando en cuenta la siguiente reacción:
KI + AgNO3 → AgI + KNO3
A. Determinar la masa de KNO3 que se produce cuando reacciona 35 gramos de KI. (Masa
molar KNO3: 101 [g/mol], Masa molar KI: 166 [g/mol])
B. Calcular la masa de AgI, que se forma al reaccionar 7 moles de KI. (Masa molar AgI: 235
[g/mol]).
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Ejercicios.
1. El agua se puede formar a partir de sus elementos según la ecuación:
2H2(g) +O2(g)
2H2O(g)
Al hacer reaccionar 4 mol de H2 con 1 mol de O2, se forma:
A) 5 mol de agua.
B) 4 mol de agua.
C) 3 mol de agua.
D) 2 mol de agua.
E) 1 mol de agua.
2. Para que en la siguiente ecuación se cumpla la ley de conservación de la masa
C5H12 + xO2
yCO2 + 6H2O
los coeficientes x e y deben ser
x
A) 16
B) 10
C) 8
D) 8
E) 5
y
10
5
5
10
1
3. El CaCO3 se descompone por calentamiento según la ecuación:
CaCO3(g)
CaO(s) +CO2(g)
¿Qué masa de CaO se obtiene al descomponer totalmente
100 gramos de CaCO3?
A) 40 g.
B) 44 g.
C) 48 g.
D) 56 g.
E) 60 g.
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4. Se tiene la siguiente reacción:
CH4 + 02
CO2 + H20
Se queman 8 [g] de CH4 con oxigeno gaseoso .La cantidad de gramos de agua al
finalizar la reacción:
A) 0,5 g
B) 8 g
C) 16 g
D) 9 g
E) 18 g
5. Según la siguiente reacción:
C2h6 + 02
CO2 + H20
Al combustionar completamente etano se obtienen 12 moles de CO2, la cantidad de 02
necesario en la reacción es:
A) 21 mol de O2
B) 32 g de O2
C) 128 g de O2
D) 6,022 x 10^23 moléculas de O2
E) 4 moléculas de O2
6. Se tiene la siguiente reacción:
NH3 + O2
N2 + H2O
La cantidad de gramos de 02 al reaccionar 28 [g] de N2 es:
A) 3 moles de O2
B) 6 moles de O2
C) 2 moles de O2
D) 1 mol de O2
E) 6,022 x 10^23 moles de O2
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