Química Básica, Unidades 4, 5 y 6.

Unidad 4.
Relación Molecular
El propano (C 3H8) es un combustible gaseoso que se emplea con frecuencia en las
áreas rurales (y hasta hace solo 14 años también en las ciudades), cuando no se
dispone de el gas natural (CH4). El propano reacciona con el Oxigeno para producir
Dióxido de Carbono, Agua y mucho calor, mediante la reacción química:
C3 H 8 ( g ) + O 2 ( g ) 
→ CO2 ( g ) + H 2 O ( g ) + Calor.
Si balanceamos la ecuación química, tendremos lo siguiente:
C3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) 
→ 3CO2 ( g ) + 4 H 2 O ( g ) + Calor.
•
La ecuación se interpreta en términos de moléculas así:
1 molécula de C3H8 reacciona con 5 moléculas de O 2 para dar 3 moléculas de CO2 mas 4
moléculas de H2O
•
O en términos de moles (de moléculas):
1 mol de C3H8 reacciona con 5 moles de O2 para dar 3 moles de CO2 mas 4 moles de
H2O
Ahora, propondremos el siguiente escenario: tenemos 5 moles de propano, ¿cuántas
moles de agua obtendremos?
Una manera de responder a lo anterior es multiplicando toda la ecuación por 5 (para
tener 5 moles de C3H8 )
5 * [C3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) 
→ 3CO2 ( g ) + 4 H 2 O( g )]
5C 3 H 8 ( g ) + 25O2 ( g ) 
→15CO 2 ( g ) + 20H 2 O ( g )
Apuntes de Química Básica. Henry A. Lambis Miranda. I.Q
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Ahora se puede decir que :
5 moles de C3H8 reaccionan con 25 moles de Oxigeno para producir 15 moles de
Dióxido de Carbono (CO2) y 20 moles de Agua (H2O)
De lo anterior podemos intuir que, no importa por que entero se multiplique toda la
reacción química, siempre y cuando se parta de la ecuación balanceada, la proporción
de combinación de reactivos y formación de productos será la misma.
Para calcular cantidades de reactivos necesarios o productos formados en una reacción
química se emplean factores de conversión o relaciones molares basadas en al
ecuación química balanceada.
•
Veamos la siguiente situación:
Que numero de moles de O 2 se producirán al descomponer 5.8 moles de H2O ?
Para resolver esta pregunta es necesario saber la relación entre las moles de H2O y las
moles de O 2 en la ecuación balanceada, veamos la ecuación balanceada :
2H 2O (l )  produce
 → 2 H 2 ( g ) + O2 ( g )
Según esta ecuación : 2 moles de H2O
producen


→
1 mol de O2
Que se pude representar mediante la siguiente equivalencia :
1 _ mol _ O2
2 _ moles _ H 2 O
o también
2 moles de H2O
Apuntes de Química Básica. Henry A. Lambis Miranda. I.Q
producen


→
1 mol de O 2
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La primera equivalencia es el factor de conversión molar (proporción molar), que se usa
para calcular las moles de O 2 que se obtendrían de hacer reaccionar 5.8 moles de H2O,
asi:
5.8moles _ H 2O *
1 _ mol _ O2
= 2.9 _ moles _ O2
2 _ moles _ H 2O
La segunda equivalencia se trabaja como una regla de tres simple,
2 moles de H2O
5.8 moles de H2O
producen


→
1 mol de O 2
a _ partir_ de
←


5.8moles _ H 2O *
X moles de O 2
1 _ mol _ O2
= 2.9 _ moles _ O2
2 _ moles _ H 2O
En la siguiente grafica veamos una interpretación de una reacción química.
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Estequimetría
Una pregunta básica en el laboratorio de química es “que cantidad de productos
obtendré a partir de cantidades especificas de las mismas materias primas (reactivos)?”
También se pueden plantear de manera inversa: “que cantidad de materia prima se
debe utilizar para obtener una cantidad especifica de producto?”
La Estequimetría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción
química.
Ahora , independientemente de si las unidades usadas por los reactivos (o productos)
son moles, gramos, litros u otras unidades, se usaran las moles para calcular la
cantidad de producto formado en una reacción.
Los llamados Coeficientes estequimetricos en una ecuación química se pueden
interpretar como el numero de moles de cada sustancia, por ejemplo:
2CO( g ) + O2 ( g ) 
→ 2CO2
Estequiometricamente esta ecuación de puede leer así: dos moles de Monóxido de
Carbono se combinan con un mol de Oxigeno para formar un mol de Dióxido de
Carbono.
Para resolver problemas de Estequimetría existen una secuencia de pasos
recomendados, pero que se pueden resumir a medida que se adquiere practica:
1. Escriba las formulas correctas para todos los reactivos y productos además,
balancee la ecuación resultante.
2. Convierta las cantidades dadas de todas las sustancias conocidas, ya sean
reactivos o productos en moles.
3. Utilice la proporción molar adecuada para relacionar cantidades buscadas o
desconocidas con los datos suministrados por el problema, calculando los valores
deseados.
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4. Utilizando los valores calculados en moles y lo pesos moleculares de las
sustancias, convierta las cantidades encontradas a las unidades que se requieran
(generalmente gramos).
A continuación veremos una secuencia de pasos recomendados para resolver problemas
de Estequimetría:
Moles de
Producto
Moles de
Reactivo
Gramos de
reactivo
Gramos de
reactivo
Moles de
Producto
Moles de
reactivo
Moles de
reactivo
Moles de
Producto
Gramos de
Producto
Ejemplos
1. Balancear la siguiente ecuación :
C7H6O2 + O2
CO2 + H2O
Para balancear ecuaciones generalmente no existen reglas fijas. Por lo general, hay que
probar mediante “tanteo”. Cuando existe una formula compleja, es aconsejable
comenzar por ella y dejar la mas sencilla para lo ultimo. En este caso, la sustancia mas
compleja es C7H6O2
y la mas sencilla es O2. Por conveniencia se puede suponer que
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inicialmente interviene una molécula de esta sustancia quedando definidos los
coeficientes de CO2 y H2O como 7 y 3, que son los que igualan los C e H.
C7H6O2 + O2
7CO2 + 3H 2O
Falta igualar los oxígenos; en el lado derecho de la ecuación existen 17 oxígenos, para
ajustarlos necesitaremos en el lado izquierdo el mismo numero. La ecuación se puede
igualar usando el coeficiente (15/2) para el O 2.
C7H6O2 +
15
O2
2
7CO2 + 3H 2O
A pesar de estar balanceada la ecuación, no cumple con la regla de los coeficientes
enteros , pues
15
no es un numero entero; por tanto, multiplicaremos por 2 todos los
2
coeficientes de ambos miembros de la ecuación para obtener el resultado final.
2C7H6O2 + 15O2
14CO2 + 6H 2O
Ejemplo
Cuando el FeS 2 reacciona con el O2
los productos son Fe2O 3 y SO 2. Balancear la
correspondiente ecuación.
Partiendo de la siguiente reacción: FeS 2 + O 2
Fe2O 3 + SO 2
Para Balancear esta ecuación no vamos a usar el método del tanteo, vamos a usar el
método llamado “ Igualación de coeficientes indeterminados”
Esto consiste en escribir la ecuación química con símbolos que representen los enteros
que estamos buscando, asi :
a FeS2 + bO 2
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cFe2O 3 + dSO 2
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Ahora, haciendo un conteo de los átomos de cada elemento a cada lado de la ecuación;
2b = Numero de átomos totales de oxigeno a la izquierda; es par para cualquier valor
entero de b.
3c +2d = Numero total de átomos de oxigeno a la derecha; puede ser impar, según c
sea par o impar. Para que 2b sea igual a 3c + 2d, es necesario que c sea par.
Se puede probar con la opción mas pequeña, c= 2.
a FeS2 + bO 2
2Fe2O 3 + dSO 2
Al lado derecho de la ecuación tenemos 4 atomos de hierro y para balancearlos, a
debe ser igual a 4 :
4 FeS2 + bO 2
2Fe2O 3 + dSO 2
Para igualar el azufre, d debe ser igual a 8:
4 FeS2 + bO 2
2Fe2O 3 + 8SO 2
Para igualar el Oxígenos, 2b = 2 * 3 + (8 * 2) = 22, es decir que b =
22
= 11 . La
2
Ecuación final ajustada será:
4 FeS2 + 11O 2
2Fe2O 3 + 8SO 2
Observación : el coeficiente de la sustancia mas sencilla – Oxigeno - se determino al
final.
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Ejemplo:
El Hidróxido de Sodio (NaOH) se puede preparar mediante la reacción del Na2CO 3 con
Ba(OH)2, ¿cuántos kilogramos de NaOH se pueden obtener tratando 2000 g de Na2CO 3
con Ba(OH)2 ?
Primero escribimos la ecuación balanceada:
Na 2CO3 + Ba(OH)2
2 NaOH + BaCO3
Ahora sacamos la relación molar adecuada para el problema 9teniendo al ecuación
balanceada:
produce
1 mol Na 2CO3  → 2 mol de NaOH
Para hacer la regla de tres, hay que pasar los 2000 g de Na 2CO3 a moles.
n=
gr − de _ Na 2CO3
2000_ gr
=
= 18.81_ moles _ de _ Na2 CO3
Peso _ Molecular _ Na 2CO3 106. 3 gr
mol
Ahora si hacemos la regla de tres simple:
1 mol Na 2CO3
produce

→
2 mol de NaOH
a _ partir
18.81 mol Na 2CO3 ←


X moles NaOH
X = 37.72 moles de NaOH
gr de NaOH = 37 .72 _ moles _ de _ NaOH * 40
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gr
= 1509.0 _ gr _ NaOH
mol
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Ejemplo
Cuando el Oxido ferrico, Fe2O 3, se calienta en atmósfera de Hidrógeno, H2 ,se reduce
para formar hierro libre, Fe y agua. Si de reducen 106.0 gr de oxido ferrico
a) Cuantas moles de H2 se consumen ?
b) Cuantos gr de agua se producen ?
Primero hagamos la reacción correspondiente y hagamos balance:
produce
Fe 2O3 + 3H 2 
 → 2Fe + 3H 2O
Ahora de esta ecuación química balanceada derivemos la relación molar que no
involucre, primero al oxido Ferrico y al Hidrógeno y luego al oxido Ferrico y al Agua.
La primera relación molar es :
1 _ mol _ Fe 2 O3 reacciona

→ 3 _ mol _ H 2
Para usar esta relacion hay dos opciones:
Convertir los gr de oxido ferrico a moles y trabajar o convertir la relación a gr y trabajar
asi.
Optemos por convertir los gr de oxido ferrico a moles:
n=
gr − de _ Fe 2O3
106_ gr
=
= 0. 66 _ moles _ de _ Fe2O3
gr
Peso _ Molecular_ Fe 2O3
159.7
mol
1 _ mol _ Fe2 O3 reacciona

→ 3 _ mol _ H 2
reacciona
0.66 _ mol _ Fe 2 O3 ←

 X _ moles _ H 2
X = 1.98 moles de H2 se consumen.
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Ahora usaremos la relación molar que involucra al oxido de Hierro y al Agua producida:
produce
1 _ mol _ Fe 2O3 
→ 3 _ mol _ H 2O
a _ partir
0.66 _ mol _ Fe 2O3 ←

 X _ moles _ H 2O
X = 1.98 moles de H2O
gr H2O = 1.98 moles * 18
gr
= 35.68 gr de H2O
mol
Ejemplo
Cuando se quema el butano C4H10, en un exceso de oxigeno se produce CO2 y H2O
según la reacción C4H10 + O 2
H2O + CO 2
a) Cuantas moles de O 2 se necesitarían para quemar 232.0 gr de C4H10
b) Cuantos gramos de CO2 se producen ?
c) Cuantas moléculas de CO2 ?
Primero, para hace cualquier calculo sobre la base de una ecuación química hay que
balancearla, asi :
2C4H10 + 13O2
10 H2O + 8CO2
Ahora vamos a averiguar cual es la relación molar existente para la reacción del Butano
y el Oxigeno.
2 _ moles _ C4 H 10 reaccionan
 →13 _ moles _ O2
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Con esta relación calcularemos cuantos moles de O 2 se necesitaran para quemar 232 gr
de Butano, pero primero pasemos los gr de Butano a moles de Butano, mediante la
siguiente relación:
n _ Bu tan o =
gr _ Bu tan o
232_ gr
=
= 4 _ moles_ Bu tan o
gr
peso_ mol _ Bu tan o
58
mol
Usando una regla de tres:
2 _ moles _ C 4 H 10 reaccionan
 →13 _ moles _ O2
reaccionan
4 _ moles _ C 4 H 10 ←
  X _ moles _ O2
X = 26 moles de O2
Vamos ahora a calcular el numero de moles de CO2 que se producen, utilizando la
relación molar que implique el Butano y el CO2
producenn
2 _ moles _ C4 H 10 
→ 8 _ moles _ CO2
a _ partir
4 _ moles _ C4 H 10 ←

 X _ moles _ CO2
X = 16 moles de CO2
gr de CO2 = 16 moles * 44 gr/mol = 704,16
Para calcular el numero de moléculas de CO2 presentes , apelamos a la ley de
Avogadro.
1 mol CO2 contiene 6.023 * 1023 moléculas de CO2 y tenemos 16 moles, así tendremos
16 veces el numero de moléculas.
24
16 * 6.023 * 1023 moléculas de CO2 = 9.62 * 10
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moléculas de CO2
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Ejemplo
Cundo de calienta sulfuro ferroso, FeS, en oxigeno gaseoso, lo productos de la ración
son oxido ferrico, Fe2O 3 y anhídrido sulfuroso gaseoso, SO 2 .
a) Cuantos moles de SO 2 se pueden formar a partir de 8.791 g de FeS ?
b) Cuantos moles de O 2 se han consumido en la reacción ?
Primero hagamos la reacción química
4FeS + 7O2
2Fe2O3 + 4SO2
Primero se balancea la reacción, como se ve aquí, seguido esto se hace la relación
molar que incluya los compuestos de interés, habiendo ya balanceado la ecuación:
4 moles de FeS
0.1 moles de FeS
4 moles de SO2
X
Aquí vemos la regla de 3 simple para calcular cuantos gr. de SO 2 producirán 0.1 moles
de FeS (que son los mismos 8.791 gr.)
Moles de SO 2 = 0.1
Calculemos cuantas moles de O 2 se han gastado en la reacción:
4 moels FeS
0.1 moles FeS
X=
7 moles de O 2
X
0.1 _ moles _ FeS * 7 _ moles _ O2
= 0.175 _ moles _ O2
4 _ moles _ FeS
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REACTIVO LIMITE
Cuando se realiza una reacción química, generalmente las cantidades de los reactivos
que se ponen en contacto no son estequimetricamente equivalentes, es decir, al final de
la reacción no se habrán de consumir las dos completamente, casi siempre hay una que
esta en menos proporción y se consumirá primero. Este reactivo que se consume
primero se le llama Reactivo Limite ( R*L), ya que la máxima cantidad de producto que
se formara, dependerá de cuanto reactivo limite había originalmente. Cuando este se
consume, no puede haber mas reacción. El reactivo que se encuentra en mayor
proporción se llama Reactivo en exceso, y este reaccionara hasta que el reactivo limite
lo permita (se acabe) , quedando un exceso sin reaccionar.
Una analogía valida seria: si tenemos una fabrica que vende tuercas con un tornillo
enroscado, así, en sus bodegas hay 5000 tornillos y 2600 tuercas para usar, al terminar
la jornada solo habrá 2600 tornillos con tuerca para vender y un sobrante de 2400
tornillo solos ya que las tuercas se acabaron, es decir, las tuercas limitan el numero de
artículos a vender.
Los químicos en la practica, hacen los cálculos para que el reactivo mas costoso sea el
limite, así se consume todo o casi todo y hay menos perdidas.
Ejemplo
La reacción entre aluminio y oxido de hierro (III) puede producir temperaturas cercanas
a los 3000 o C, lo cual se usa para soldar metales:
2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe
En un proceso, se hicieron reaccionar 124 g de Al con 601 gr. de Fe2O 3
a) Calcúlese la masa (en gr.) de Al2O 3 que se formara
b) Cuanto reactivo en exceso quedo sin reaccionar ?
La cantidad de oxido de aluminio que se formara estará condicionada al reactivo limite ,
este es el que debemos usar para hacer la relación molar.
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Trabajaremos en gr. así,
2 mol Al = 53.96 gr.
1 mol Fe2O 3 = 159.6 gr.
1 mol Al2O 3 = 101.96 gr
Haremos la relación molar estequimetrica, para averiguar cual de los dos reactivos es el
limite (R*L)
•
Primero con los 124 gr. de Al
53.96gr _ Al reacciona

→159.6gr _ Fe2 O3
reaccionaran
124gr _ Al ←
 X
gr. de Fe 2O3 necesarios = 366.76 gr.
exceso)
•
y tenemos 601 gr. disponibles (reactivo en
Ahora con 601 gr. de Fe2O 3
53.96 gr _ Al reacciona

→ 159.6 gr _ Fe 2 O3
reaccionaran
X ←

 601 gr _ de _ Fe 2 O3
gr. de Al necesarios = 203.19 Y SOLO TENEMOS 124
Asi que el Al será nuestro reactivo limite, asi que lo usaremos para hacer la
relación molar para hallar la cantidad de productos.
producen
53 .96 gr _ Al 

→101.96 gr _ Al 2O3
a _ apartir
124gr _ Al ←
 X
gr. de Al2O3 producidos: 234.30
Para calcular el reactivo en exceso debemos hacer cuanto Fe2O 3 reacciono y restarlo del
que teníamos disponible:
53.96gr _ Al reacciona

→159.6gr _ Fe2 O3
reaccionaran
124gr _ Al ←
 X
Reaccionaron 366.76 gr. de Fe2O 3 asi que quedaron sin reaccionar 234.24 gr.
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Ejemplo
El oxido nítrico reacciona inmediatamente con el oxigeno gaseoso para formar dióxido
de nitrógeno (NO2), un gas café oscuro:
2NO + O2
2NO2
En un experimento se mezclaron 0.886 moles de NO con 0.503 moles de O2 . Calcule
cual de los dos reactivos es el limitante y numero de moles de NO2 producido.
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