FUNDACIÓN EDUCACIONAL COLEGIO DE LOS SS.CC. - MANQUEHUE - Departamento de Ciencias Profesores: Magdalena Loyola Sergio Andrés Nivel: II EM GUÍA N 3 ESTEQUIOMETRÍA La estequiometria se ocupa de los cálculos derivados de ecuaciones químicas equilibradas. Ya hemos aprendido a equilibrar ecuaciones químicas por lo tanto para todos los cálculos que realizaremos a partir de ahora será imprescindible trabajar con ecuaciones equilibradas. Respecto de la información que podemos obtener a partir de una ecuación química equilibrada, ésta incluye moles de átomos, moles de moléculas, n de átomos y moléculas entre otros. Si tomamos como referencia la ecuación equilibrada para la formación del agua, en la siguiente tabla se muestra toda la información que podemos obtener para reactantes y productos. De los conceptos revisados al inicio de la unidad recordemos que: 1 mol 6,02 x 10 23 átomos, moléculas o iones Masa Molar 22,4 L Respecto del volumen se tiene que: 1 mol de molécula de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura,( abreviada como C.N.P.T. y que corresponde a 0 C y 1 atm de presión) es de 22,4 L 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) Moles de molécula 2 1 2 Moles de átomos 4 2 6 6,02 x 10 23 2 x(6,02 x 10 23 ) 6 x (6,02 x 10 23 ) N de moléculas 2 x (6,02 x 10 23 ) 2 x (6,02 x 10 23 ) 1,2 x 10 24 1,2 x 10 24 N de átomos 4 x (6,02 x 10 23 ) 2,4 x 10 24 1,2 x 10 24 3,6 x 10 24 Masa Molar (g/mol) 2 g/mol 32 g/mol 18 g/mol Masa (g) 4 g 32 36 Volumen (L) en C.N.P.T 2 x 22,4 44,8 22,4 No se puede determinar, no es un gas
Una vez que obtuvimos toda la información disponible a partir de la ecuación equilibrada será posible responder a una serie de preguntas relacionadas con la información, por ejemplo: 1. Masa de agua que se obtendrá a partir de 8 g de hidrógeno. 4 g de Hidrógeno 8 g de hidrógeno 36 g de agua x g de agua X 72 g de agua 2. Volumen de Oxígeno que se combina con 8 moles de hidrógeno molecular 22, 4 Litros de oxígeno x litros de oxígeno 2 moles de hidrógeno 8 moles de hidrógeno x 89,6 Litros de Oxígeno 3. n de moléculas de agua que se combinan con 4 moles de oxígeno molecular. EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Para la siguiente reacción: 1,2 x 10 24 moléculas de agua x moléculas de agua X 4,8 x 10 24 Moléculas de agua 1 mol de oxígeno 4 moles de oxígeno Al (s) + HCl (ac) AlCl 3 (ac) + H 2 (g) a) Equilibre la ecuación b) Confeccione una tabla con toda la información que entrega la ecuación equilibrada Calcule: c) La masa de AlCl 3 obtenida a partir de 200 g de Aluminio d) El volumen de hidrógeno que se obtiene por reacción de 1,2 x 10 24 átomos de aluminio e) Los átomos contenidos en 4 moles de HCl f) Las moléculas de hidrógeno que se combinan con 45 g de AlCl 3 2. Para la reacción : CH 4 (g) + Cl 2 (g) CCl 4 (ac) + HCl (ac) a) Cuántas moléculas de cloro pueden reaccionar con 300 g de CH 4? b) Qué volumen de metano se puede combinar con 100 litros de cloro? c) cuántos moles de HCl se pueden obtener si reaccionan 8 moles de cloro?
a) Dada la siguiente reacción química: Fe2O3 (s) + CO (g) Fe (s) + 3CO2 (g) a) Balancee la ecuación química b) Calcule la masa de Fe que se produce por reacción de 0.1 moles de oxido férrico. c) Calcule el número de moléculas de CO 2 que se producen por reacción de 50 L de CO, medidos en C.N.P.T (condiciones normales de presión y temperatura) d) Calcule el volumen de CO 2, en CNPT, obtenido por reacción de 1 tonelada de Fe2O3 b) Dada la siguiente reacción: C3H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g). Determine: a) Los moles de C3H8 necesarios para producir 0.25 moles de agua. b) La masa de agua producida a partir de 0.050 moles de C3H8 c) La masa de oxígeno necesaria para producir 1.4 g de CO2 en esta reacción. c) Dada la siguiente ecuación química no equilibrada: P4(s) + I 2 (s) PI3(g).Calcule: a) el número de moles de I2 usados para producir 6 g de PI3. b) La masa de PI 3 obtenida por reacción de 500 moléculas de I 2 c) El volumen en CNPT de PI 3 obtenido por reacción de 4 x 10 20 átomos de P d) El número de moléculas de PI 3 obtenida por reacción de 1 Kg de P 4 d) El sulfuro de hidrógeno emitido por la materia orgánica en descomposición se convierte en dióxido de azufre en la atmósfera, de acuerdo a la reacción: H2S (g) + O2(g) SO2 (g) + H2O (l) a) Cuántos moles de H2S se requieren para formar 6.19 moles de SO2? b) Cuántos moles de oxígeno se requieren para reaccionar con 1 g de sulfuro de hidrógeno? c) Cuántos Litros de SO 2 se obtienen por reacción de 5 moles de O 2 d) Cuántos moles de H 2 S se combinan con 100 moléculas de O 2 e) Cuántas moléculas de H 2 O se obtienen por reacción de 200 miligramos de H 2 S e) La combustión de pólvora negra (KNO3) produce dióxido de carbono y nitrógeno. Determina cuántos litros de gas medidos en C.N.P.T se desprenden en la combustión de 50 g de pólvora según la ecuación: KNO3 (s) + C (s)+ S (s) K2S (s) + CO2 (g) + N2 (g) f) En la fotosíntesis el CO2 de la atmósfera se convierte en O2 según la reacción: CO 2 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + O 2 a) Ajusta la reacción. b) Cuántos gramos de O2 se obtienen en la fotosíntesis de 10 litros de CO2 medidos en C.N.P.T
REACTIVO LIMITANTE Algunas reacciones químicas deben desarrollarse utilizando exceso de algún reactivo para tener la seguridad de obtener la cantidad deseada de productos. La cantidad de producto a obtener estará limitada por el reactivo que se consume primero en la reacción, al cual se le llamará reactivo limitante, el otro reactivo será el que sobra en la reacción, al cual llamaremos reactivo en exceso. Veamos un ejemplo: Para la reacción: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) Calcular la cantidad de SO 3 que se forma al hacer reaccionar 3 moles de SO 2 con 6 moles de O 2. Solución: Lo primero es determinar la relación real entre los moles de reactantes. La ecuación equilibrada indica que, 1 mol de SO 2 reacciona con 0,5 mol de O 2, por lo tanto determinaremos con cuántos moles de oxígeno deberían reaccionar los 3 moles de SO 2. 1 mol de SO 2 0,5 mol de O 2 3 moles de SO 2 X mol de O 2 X 1,5 mol de oxígeno reaccionan con 3 moles de SO 2, Ya que sobran 4,5 moles de oxígeno, éste es el reactivo en exceso y por lo tanto SO 2 será el reactivo limitante ya que si hubiese más de ésta sustancia podría seguir reaccionando el resto del oxígeno. Una vez que se determina el reactivo limitante, es posible determinar cuánto producto se obtiene, utilizando como referencia al reactivo limitante y no al reactivo en exceso ya que de los 6 moles sólo reaccionan 1,5 mol. 1 mol de SO 2 3 moles de SO 2 1 mol de SO 3 X mol de SO 3 x Se obtienen 3moles de SO 3 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Dada la siguiente reacción química: Ca(OH) 2 + 2SO 2 Ca(HSO 3 ) 2 a) calcule la masa en g de Ca (HSO 3 ) 2 obtenida al hacer reaccionar 64,8 g de Ca(OH) 2 con 52,4 g de SO 2, (debe determinar primero reactivo limitante y reactivo en exceso)
2. Para la reacción: 3 Fe (s) + 4 H 2 O (g) Fe 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g) a) Se hacen reaccionar 200 g de Fe con 30 litros de vapor de agua, medidos en C.N.P.T. Qué masa de tetróxido de trihierro (Fe 3 O 4 ) se puede formar?, quién es el reactivo limitante y el reactivo en exceso? Otros ejercicios: 1. Calcule la composición porcentual de cada elemento en los siguientes compuestos: a) FeO b) Fe 2 O 3 c) MgO d) AlCl 3 e) H 2 SO 4 f) HNO 3