ESTEQUIOMETRIA SERIE 3

IFTS 10 – QUIMICA INORGANICA

ESTEQUIOMETRIA  – Serie 3

La Estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.

Todos los cálculos estequiométricos que se puedan realizar deben hacerse en base a una reacción balanceada.

Por lo tanto es lo primero que deberemos analizar.

Dada una reacción química cualquiera, lo primero que debemos hacer es identificar a cada sustancia con una letra ( comenzando por a y luego consecutivas alfabéticamente ). Por ejemplo

a Mg3N2 + b H2O  --------------->    c NH3 + d Mg(HO)2

  reactivos productos

A continuación hacemos un balance de masa para cada elemento empezando, por el que primero aparezca en la ecuación, en este caso Mg.

Para el Mg tenemos que     

3 a   =  d

( con esto queremos significar que existen 3 átomos en la molécula de a y un solo átomo en la molécula d )

Para N

2 a = c

Para H

b = 3 c

y para O

b = 2 d

Para resolver este sistema de ecuaciones, empezamos buscando otras igualdades que podamos encontrar en estas.

Así por ejemplo, si b = 2d y d = 3 a entonces reemplazando b = 6a y tenemos todos los coeficientes en función de a.

Entonces si le damos valor a = 1 nos queda que b = 6, c = 2 y d = 3, y la ecuación quedaría,

Mg3N2 + 6 H2O        ---------------->  2 NH3 + 3 Mg(HO)2

Fácilmente podemos comprobar si lo que escribimos es correcto, contando los átomos a cada lado de la ecuación ( ya que sabemos que nada se crea, nada se pierde, todo se transforma ).

Tenemos 3 átomos de Mg en los términos a la derecha de la flecha y 3 x 1 a la izquierda.

Tenemos 2 átomos de N y 2 x 1 a la izquierda.

6 x 2 de Hidrógeno a la derecha y ( 2 x 3 + 3 x 2 ) a la izquierda.

Habiendo contado todos los átomos, y son iguales en ambos términos, podemos decir que la ecuación está balanceada.

La lectura de esa ecuación nos dice que: una molécula de Mg3N2 reacciona con 6 moléculas de H2O, para dar dos moléculas de NH3 y 3 de Mg(HO)2.

O también que un mol de Mg3N2 reacciona con 6 moles de H2O, para dar dos moles de NH3 y 3 de Mg(HO)2.

O que 101 g de Mg3N2 ( su Peso  Molecular ) reacciona con 6 x 18 g de H2O, para dar 2 x 17 g de NH3 y 3 x 58,3 g de Mg(HO)2.

Y si sumamos los gramos de cada sustancia ( 101 g + de reactivos son iguales a 34 g + 175 g de productos ).

Es decir que SIEMPRE que tengamos esa reacción, sabremos que necesitamos 101 g de Mg3N2  para 108 g de agua, o cantidades que mantengan esa RELACION. ( Y vale la viceversa ).

Con lo cual si sólo tenemos 33 g de Mg3N2 bastará multiplicar esa cantidad por  la relación 6 x 18 / 101.

Para hacer una ecuación que satisfaga cualquier caso, haremos

        ( A ) Masa buscada = masa conocida x PM buscado x coeficiente estequiométrico del buscado

                       PM conocido x coeficiente estequiométrico del conocido

Y no importa si buscamos el agua necesaria para la reacción, si buscamos la cantidad de hidróxido formado, o de amoníaco, siempre podemos usar la misma fórmula.

Otra forma de balancear las ecuaciones químicas consiste en ir igualando en ambos términos los coeficientes empezando por los metales, luego los no metales y finalmente el hidrógeno y el oxígeno.

Veamos un ejemplo.

Na2CO3  +   HCl         --------------> NaCl  +  CO2  +H2O

Igualamos inicialmente el metal ( Na ). Tenemos 2 átomos en el Na2CO3 , y uno sólo en el NaCl. Por lo tanto en la derecha de la ecuación escribimos el coeficiente 2 en el NaCl.

Na2CO3  +   HCl       -----------------> 2  NaCl  +  CO2  +H2O

Hacemos lo propio con el Cl. Ahora tenemos un átomo de Cl en el HCl y dos en NaCl.  Por lo tanto igualamos colocando el coeficiente 2 en el HCl.

Na2CO3  +  2  HCl    -------------------------> 2  NaCl  +  CO2  +H2O

Ahora igualamos Hidrógeno.  Tenemos 2 a la izquierda y dos a la derecha. NO hacemos nada.

Veamos el Oxigeno.  Tenemos 3 a la izquierda, y dos más uno a la derecha. Por lo tanto ya tenemos igualada la ecuación.

Debemos tomar en cuenta que no siempre las reacciones son tan sencillas y por lo tanto, no siempre es aplicable este último método.

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En los procesos industriales es muy común que las materias primas no sean 100 % puras, sino que tengan una pureza menor ( es decir que conste gran medida de la sustancia más un pequeño porcentaje de impurezas, o lo que llamamos sustancias inertes, o que no reaccionan ).

Por lo tanto  si nos dicen que el Mg3N2  tiene una pureza del 95 % significa que cada 100 g del material, 95 g serán Mg3N2 y 5 g no reaccionarán.

O lo que es lo mismo, no podremos llegar a obtener las cantidades que la relación estequiométrica nos indica.

En forma más general:

Masa real que reacciona = masa total de la sustancia * % de pureza

RENDIMIENTO

Asimismo es habitual que en las reacciones químicas, no se realicen completamente, porque hay reacciones colaterales que consumen los otros reactivos, porque el equilibrio impide que se complete, etc, etc.

Por lo tanto hablamos de un rendimiento de la reacción como la relación entre la masa obtenida y la masa teórica que deberíamos obtener:

% de rendimiento  =       masa obtenida del buscado x 100

                                     Masa teórica que se debería obtener

Ver el ejemplo que se dio en clase.


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REACTIVO LIMITANTE

Es una conclusión obvia que toda reacción química se realizará hasta que se consuma alguno de los reactivos ( por eso se llama reactivo limitante ). Nótese que sólo se aplica a los reactivos.

Para calcularlo debemos calcular los números de moles de cada reactivo y dividirlos por el coeficiente estequiométrico respectivo.

Si en nuestra reacción tenemos 101 g de  Mg3N2 y tenemos además 200 g de agua, hacemos

n Mg3N2 = 101 g/101 g/mol = 1 mol / coeficiente,  como el coeficiente es 1, resulta que n=1

n H20 = 200 g / 18 g/mol = 11,11 moles / coeficiente ( 6 ), resulta que n= 1,85

Al tener un n menor ( válido sólo para esta reacción ) el Mg3N2 es el reactivo limitante.                         

Resumiendo los pasos que se deben realizar son:

1) Balancear la ecuación

2) Aplicar el % de pureza para “limpiar” las sustancias antes de trabajar con ellas.

3) Determinar cuál es el reactivo limitante.

4) Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular la masa de reactivo requerido o producto formado según corresponda, usando la formula (A).

5) Calcular el % de rendimiento.

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EJERCICIOS

1. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:

H2SO4  + Cu  __________ >                       SO2 + CuSO4 + H2O

Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular:

a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad?.

b) Número de moles de SO2 que se desprenden.

c) Masa de CuSO4 que se forma.

2. El ácido bromhídrico y el ácido sulfúrico reaccionan según la ecuación:

H2SO4 + HBr                    ________ >     SO2 + Br2 + H2O

Si reaccionan 3 moles de H2SO4, calcular:

a) Masa de HBr necesaria.

b) Número de moles de Br2 formados, sabiendo que la reacción tiene un rendimiento del 90 %

3. Balancear las siguientes ecuaciones

1. CH4 + O2     -------->         CO2 + H2O

2. Fe2O3 + C   --------->        Fe + CO2
3. H2 + O2    ----------->          H2O
4. Fe + H2SO4   ---------->    Fe2 (SO4)3 + H2
5. Al2S3 (s) + H2O (l)  ----------->  Al (OH)3(aq) + H2S
6. NH3 (g) + O2 (g)    ---------->   NO (g) + H2O (g)
7. KI + Pb(NO3) --------> KNO3 + PbI2
8. C6H12O6 + O2 ----------> CO2  + H2O

4. El clorato de potasio, KClO3 , se obtiene por la acción del cloro sobre una disolución de hidróxido de potasio KOH en caliente, según la reacción:

KOH + Cl2  ---------> KClO3 + KCl + H2O

1. Ajusta la ecuación química.
2. Calcula la cantidad de KClO3 , en mol, que se obtiene al reaccionar 10 mol de KOH con la cantidad suficiente de Cl2.
3. Calcula la cantidad de cloro, en mol, que reacciona completamente con 5 mol de KOH.

5. En un horno se produce la siguiente reacción:

Bi2S3 + O2 ------------->   Bi2O3 + SO2

1. Ajusta la ecuación química.
2. Calcula la masa de Dióxido de azufre, que se obtiene al reaccionar 1 kg de Bi2S3 con la cantidad suficiente de O2.
3. Calcula la masa de oxigeno, que reacciona completamente con 5 moles de Bi2S3.

6. La aspirina C9H8O4, se obtiene por reacción del ácido salicílico, C7H6O4, con anhídrido acético, C4H6O9. La ecuación de la reacción es:

C7H6O3 + C4H6O3  ------------->  C9H8O4  + C2H4O2

1. ¿Cuántos gramos de cada reactivo se necesitan para obtener 50 g de aspirina?
2. ¿En qué proporción están estos reactivos en la mezcla original?
3. ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 100 kg de aspirina, suponiendo que todo el ácido

salicílico se convierte en aspirina (Rendimiento 100%)?

4. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción si se obtienen 182 kg de aspirina a partir de 185 kg de ácido

salicílico y 125 kg de anhídrido acético?

7. El hidrógeno molecular reacciona con el oxígeno molecular para formar agua.

a)   Escribir la ecuación química del proceso.

b)   Si 4 g de hidrógeno reaccionan con 40 g de oxígeno, ¿Se consumirán todas las masas de los   reactivos? ¿cuánta masa sobrará y de qué sustancia?

8. Cuando se calienta dióxido de silicio mezclando con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es: (Ajusta la reacción)

SiO2 (s) + C (s)   ------------->SiC (s) + CO (g)

Si mezclamos 150 g de SiO2 con 105 g de carbono:

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) ¿Cuántos gramos del CO se formarán?

9. El óxido de titanio (IV), TiO2 , es una sustancia blanca, muy utilizada como pigmento en pinturas, que se

produce por adicción sulfúrico sobre el mineral ilmenita (FeTiO3):

FeTiO3 + H2SO4    ---------->   TiO2 + FeSO4 + H2O

En un proceso determinado, se obtuvieron 734 kg de TiO2 a partir de 1600 kg de FeTiO3. . ¿Cuál fue el rendimiento de la operación?