estequiometria 6º año teoria y ejercicios

ESTEQUIOMETRIA

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.

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

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:

Ejercicios:

1.    calcula  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).

2.     calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH₃ según la siguiente ecuación.

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