CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

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TOMADO DE

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PILAS CON EL COMPROMISO QUE ESTÁ AL FINAL

Estequiometría

Es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química.

Definición

Información cuantitativa de las ecuaciones ajustadas

Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:

• el número relativo de moléculas que participan en una reacción
• el número relativo de moles participantes en dicha reacción.

Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:

la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H₂ un mol de O₂.

Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H₂, 1 mol de O₂ y 2 moles de H₂O" son cantidades estequiométricamente equivalentes.

Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.

Ejemplo:

¿Cuántas moles de H₂O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O₂, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?

El cociente:

es la relación estequiométrica entre el H₂O y el O₂ de la ecuación ajustada de esta reacción.

Ejemplo:

Calcula la masa de CO₂ producida al quemar 1,00 gramo de C₄H₁₀.

Para la reacción de combustión del butano (C₄H₁₀) la ecuación ajustada es:

Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:

de manera que, si la relación estequiométrica entre el C₄H₁₀ y el CO₂ es:

por lo tanto:

Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO₂ producida, por ello debemos convertir los moles de CO₂ en gramos (usando el peso molecular del CO₂):

De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.

Las etapas esenciales

• Ajustar la ecuación química
• Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
• Convertir las masas a moles
• Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
• Reconvertir las moles a masas si se requiere

Cálculos

Cálculos de moles

La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción

de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción.

Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.

Conversión de moles a gramos:

Ejemplo: N₂ ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?
PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol

Cálculos de masa

Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química

En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas

Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares

Los pasos son:

• Ajustar la ecuación química
• Convertir los valores de masa a valores molares
• Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos
• Reconvertir los valores de moles a masa.

Para la reacción:

Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más.

Nótese que por cada Ca producimos 1 H₂

1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.

2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H₂. ¿Cuántos gramos produciremos?

gramos de H₂ = moles obtenidos x peso molecular del H₂ = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g

¿Cuántos g de CaCl₂ se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces:

gramos de CaCl₂ = moles obtenidos x peso molecular del CaCl₂ = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g

Algunos ejercicios prácticos

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Factores para calcular Moles-Moles

Cuando una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las moles de un reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de un producto. Se encuentran multiplicando las moles deseada del producto por la relación entre las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación ajustada. La ecuación es la siguiente:

Ejemplo:

Cual de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH₃ según la siguiente ecuación?

a) 6 moles NH₃ x 2 moles NH₃ / 3 moles H₂
b) 6 moles NH₃ x 3 moles NH₃ / 2 moles H₂
c) 6 moles NH₃ x 3 moles H₂ / 2 moles NH₃
d) 6 moles NH₃ x 2 moles H₂ / 3 moles NH₃

En este caso, el reactivo es H₂, y el producto es NH₃.
La respuesta correcta es c

a) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto].

b) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto].

c) VERDADERA:

d) FALSA: la relación aquí es [2 moles de reactivo / 3 moles de producto], pero debe ser [3 moles de reactivo / 2 moles de producto].

Factor para Cálculos Mol-Gramos

Para encontrar la masa de producto, basta con multiplicar las moles de producto por su peso molecular en g/mol.

Ejemplo:

¿Cuál de las siguientes operaciones calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO₃ según la siguiente ecuación?
(Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00).

a) 0,25 moles KClO₃ x 2 moles KClO₃/3 moles O₂ x 32 g/1 mol O₂
b) 0,25 moles KClO₃ x 3 moles O₂/2 moles KClO₃ x 32 g/1 mol O₂
c) 0,25 moles KClO₃ x 2 moles KClO₃/3 moles O₂ x 1 mol O₂/32 g
d) 0,25 moles KClO₃ x 3 moles O₂/2 moles KClO₃ x 1 mol O₂/32 g

En este caso, el reactivo es KClO₃, y el producto O₂
La respuesta correcta es b

a) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser moles de producto / moles de reactivo].

b) VERDADERA:

c) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser [moles de producto / moles de reactivo]. Además, la expresión correcta para el peso molecular es g/mol, y no mol/g.

d) FALSA: el número de moles de producto se multiplica por mol/g, pero lo correcto es por g/mol.

Factor para Cálculos Gramos-Gramos

En la cuestión correspondiente a este apartado, es muy importante estar seguros de usar la relación correcta de reactivos y productos de la ecuación ajustada.

Ejemplo:

¿Cuál de las siguientes operaciones es la correcta para calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC₂) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno (C₂H₂)?
(Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H = 1,008).

a) 5.2 g C₂H₂ x (1 mol C₂H₂/26 g C₂H₂) x (1 mol CaC₂/1 mol C₂H₂) x (64.1 g CaC₂/1 mol)
b) 5.2 g C₂H₂ x (26 g C₂H₂/1 mol) x (1 mol CaC₂/1 mol C₂H₂) x (1 mol/64.1 g CaC₂)
c) 5.2 g C₂H₂ x (1 mol/26 g C₂H₂) x (1 mol C₂H₂/1 mol CaC₂) x (1 mol/64.1 g CaC₂)
d) 5.2 g C₂H₂ x (26 g C₂H₂/1 mol) x (1 mol C₂H₂/1 mol CaC₂) x (64.1 g CaC₂/1 mol)

Escribiendo la ecuación en su forma estequiométricamente correcta la respuesta es a

a) forma estequiométricamente correcta.

b) forma estequiométricamente incorrecta.

c) forma estequiométricamente incorrecta.

d) forma estequiométricamente incorrecta.

Problemas de estequiometría - Moles a Moles. Ejemplo:

Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO₂) obtenidas cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz?

En esta reacción, se obtiene 1 mol de O₂ y 4 moles de NO₂ cuando se descompomen 4 moles de ácido nítrico. Por tanto, cuando se forman 3 moles de O₂ se forman también 3 x 4 = 12 moles de NO₂.

Problemas de estequiometría - Moles a Masa. Ejemplo:

¿Cuantos moles de dióxido de azufrepueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre?
(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 1 mol de S₈ reacciona para dar 8 moles de SO₂. Por tanto:

Problemas de estequiometría - Masa a Masa. Ejemplo:

¿Que masa de H₂, que reacciona con exceso de O₂, produce 11.91 g de H₂O?
(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).

en esta reacción, 2 moles de H₂ reaccionan para dar 2 moles de H₂O. De acuerdo con la estequiometría de la reacción:

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