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ESTEQUIOMETRIAESTEQUIOMETRIA

Estequiometría

Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química.

Reacción química: proceso en el cual una o varias sustancias puras (REACTIVOS) se transforman para formar una o más sustancias nuevas (PRODUCTOS). Se representan mediante ecuaciones químicas.

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La ecuación química

REACTIVOS PRODUCTOS

Fe2O31000 °C500 atmN2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

COEFICIENTESESTEQUIOMETRICOS

Ley de la conservación de la masa:“Los átomos ni se crean, ni se destruyen, durante una reacción química. Por lo tanto, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento del lado de reactivos y de productos.”Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

1. Determinar reactivos y productos

2. Escribir la ecuación química: reactivos → productos

3. Balancear la ecuación (NO introducir átomos omoléculas que no intervengan en la reacción; nicambiar los coeficientes de las fórmulas químicas).

4. Verificar la ecuación igualada (mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la ecuación).

Balanceo de una ecuación química

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Ej.: escribir y equilibrar la reacción que interpreta la combustión del gas butano (C4H10) en el aire. En esta reacción el butano reacciona con oxígeno (O2) y se produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2).

¿Qué información nos da la ecuación química?

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

1 moléc. de N2 3 moléc. de H2 2 moléc. de NH3

2 át. de N 6 át. de H 2 át. de N y 6 át. de H

Se conserva la masa y la cantidad de átomos de cada tipo.

28 uma de N2 6 uma de H2 34 uma de NH3

También puedo hacer “relaciones cruzadas”:

28 uma de N2 reaccionan con 6 átomos de H para dar 2 moléculas de NH3

Todo esto es a nivel MICROSCOPICO

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N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

1 mol de moléc. de N2

3 moles demoléc. de H2

2 moles de moléc. de NH3

2 moles deát. de N

6 moles deát. de H

2 moles de át. de Ny 6 moles de át. de H

28 g de N2 6 g de H2 34 g de NH3

También acá puedo hacer “relaciones cruzadas”

A nivel MACROSCOPICO

6,022 × 1023

moléc. de N2

3 × 6,022 × 1023

moléc. de H2

2 × 6,022 × 1023

moléc. de NH3

22, 4 L de N2(en CNTP)

3 × 22, 4 L de H2(en CNTP)

2 × 22, 4 L de NH3(en CNTP)

Pero no puedo mezclar el nivel “micro” con el nivel “macro”

Ej.:Para la reacción:

CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

a) ¿Qué masa de CaCO3 necesito para obtener 5,12 L de CO2 en CNPT?

b) ¿Cuántas moléculas de HCl van a reaccionar?c) ¿Cuál será el número de moles de CaCl2 obtenido?

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Exceso y defecto

P + Q → S

Si tengo 7 panes y 5 rodajas de queso, ¿cuántos sandwichespuedo armar?

“Reacción” del sandwich de queso:

El pan y el queso son los reactivos. El sandwich es el producto.

Rta: 5 sandwichesLa cantidad de queso me limita la reacción.El queso es el reactivo limitante

Cuando uno de los reactivos se ha consumido totalmente la reacción química se detiene y no se forman más productos

REACTIVO LIMITANTEreactivo que se ha consumido en su totalidad

REACTIVOS EN EXCESOreactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad del reactivo limitante

Exceso y defecto

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Ejemplo:

¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se formarán si mezclamos 2 g de H2SO4 con 3 g de Al(OH)3?

La mayor parte de las sustancias que se emplean en el laboratorio (reactivos) no son tienen una pureza del 100 %, sino que poseen una cantidad determinada de otras sustancias no deseadas llamadas impurezas.

Ejemplo: Calcule la masa de NaCl y la de impurezas presentes en 10 g de una muestra de NaCl 99,4%.

Pureza

Masa muestra = masa sust. pura + masa impurezas

Para calcular la cantidad de un producto utilizando la ecuación química es necesario primero calcular la cantidad de reactivos puros que se tienen

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R% = ( mobtenida / mesperada ) x 100 R% = ( nobtenidos / nesperados ) x 100

Rendimiento

Cantidad teóricaLa cantidad de productoque se podría obtener con las cantidades de reactivos que se tienen

Cantidad realLa cantidad de productoque se obtiene realmenteen una reacción

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Motivos: pérdidas del equipo; reacciones reversibles; difícil recuperación del producto; reacciones secundarias

Cantidad real (producto)Rendimiento % = × 100 %

Cantidad teórica (producto)

Ej.: En la combustión de 702 g de octano (C8H18) se producen 1,84 kg de CO2. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de CO2?

1. Escribir la ecuación química equilibrada

2. Calcular la cantidad teórica (esperada) de CO2 para la

combustión de 702 g de octano.

3. Calcular el rendimiento porcentual del CO2 sabiendo

que se obtuvo 1,84 kg

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Ej.: se hacen reaccionar 30g de Fe(OH)3 (90% de pureza) con 100g de H2SO4 (80% de pureza), y se sabe que la reacción de formación de Fe2(SO4)3 tiene un rendimiento del 70%. Calcular los gramos de sal neutra obtenidos.

EQUIVALENTE QUIMICO

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O1 mol 2 moles 1 mol 2 moles98 g 2 × 40 g 142 g 2 × 18 g

Conviene definir una cantidad tal que podamos decir: “x” de H2SO4 reacciona con “x” de NaOH para dar “x” de Na2(SO4) y “x” de H2O

Entonces, se define el equivalente.

“x” equiv “x” equiv “x” equiv “x” equiv

Pero… ¿cuántos equivalentes hay en un mol de cada uno de los compuestos?

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Acidos

En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de H+ pierde el ácido.En este caso: 1 mol de H2SO4 → 2 equiv. de H2SO4

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O

¿Y cuánto pesa un equivalente de H2SO4?

1 mol pesa 98 g (ése es el PM)Entonces, 1 equiv. de H2SO4 pesa 49 g

PEq (H2SO4) = PM / 2 = 49 g/ eqnro. de moles de H+

que perdió el ácido

PEq (ácido) = PM / (nro. de moles de H+ perdidos)

Bases

En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de OH- pierde la base.En este caso: 1 mol de NaOH → 1 equiv. de NaOH

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O

¿Cuánto pesa un equivalente de NaOH?

1 mol pesa 40 g (ése es el PM)Entonces, 1 equiv. de NaOH pesa 40 g

PEq (NaOH) = PM / 1 = 40 g/ eqnro. de moles de OH-

que perdió la base

PEq (base) = PM / (nro. de moles de OH- perdidos)

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Sales

En 1 mol hay tantos equivalentes como moles de cargas (+) ó (-) tiene la sal.En este caso: 1 mol de Na2(SO4) → 2 equiv. de Na2(SO4)

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O

¿Cuánto pesa un equivalente de Na2(SO4) ?

1 mol pesa 142 g (ése es el PM)Entonces, 1 equiv. de Na2(SO4) pesa 71 g

PEq (NaOH) = PM / 2 = 71 g/ eq nro. de cargas (+) ó (-)

PEq (sal) = PM / (nro. de moles cargas (+) ó (-))

H2SO4 + 2 NaOH Na2(SO4) + 2 H2O1 mol 2 moles 1 mol 2 moles98 g 2 × 40 g 142 g 2 × 18 g

2 equiv 2 equiv 2 equiv 2 equiv

1 equiv 1 equiv 1 equiv 1 equiv

H2SO4 + NaOH Na(HSO4) + H2O1 mol 1 mol 1 mol 1 mol98 g 40 g 120 g 18 g

Otra reacción:

Para trabajar con equivalentes es necesario saber cuáles son los productos de reacción

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Ejemplo:Calcular cuántos equivalentes hay en 150 g de ácido sulfúrico. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitan para que reaccione todo el ácido para formar sulfato de sodio?

1. Calcular el Peq ÁCIDO y la cantidad de equivalentes para esa masa

2. Calcular el Peq HIDRÓXIDO y la masa necesaria para igualar los eq de ácido presentes. (Recordar que la reacción es equivalente a equivalente)