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U2. TEMA 4
ESTEQUIOMETRÍA 4.1 REACCIONES QUÍMICAS: Representa una reacción química mediante ecuaciones químicas correctamente balanceadas. Identifica el tipo de reacción química (adición, descomposición, desplazamiento simple, desplazamiento doble, combustión, neutralización, oxido reducción) 4.2 RELACIONES MOLARES Y DE MASA EN ECUACIONES QUÍMICAS: Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos. 4.3 REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO(S) EN EXCESO Reconoce el reactivo limitante y reactivo en exceso. 4.4 RENDIMIENTO PORCENTUAL: Calcula rendimiento de la reacción
4. ESTEQUIOMETRÍA
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas (cantidades) entre reactivos y productos en una ecuación química balanceada. Esta relación la podemos establecer en moles o en masa. Preferiremos trabajar relacionando las masas de todos los participantes en una reacción química.
4.1 Reacciones Químicas
En una reacción química hay consumo de sustancias llamadas reactivos y la formación de nuevas sustancias llamadas productos. La representación de una reacción química es la ecuación química. Toda ecuación química debe tener igual cantidad de átomos de cada elemento en los reactantes y productos. Ahora que ya sabes nombrar y formular, plantearemos ecuaciones químicas. H1. Representa una reacción química mediante ecuaciones químicas correctamente balanceadas Ejercicio resuelto 1: A una solución acuosa de ácido clorhídrico se le añade una pequeña cantidad de magnesio en polvo. Luego de un tiempo de reacción, se observa el desprendimiento del gas hidrógeno y la formación de una solución acuosa de cloruro de magnesio. Sobre la base de lo descrito, escribe la ecuación química balanceada que represente este suceso. Solución: ( Estrategia: Primero debemos identificar las sustancias, luego escribimos sus fórmulas químicas. Los reactantes se escriben reactantes antes de las fechas y los productos después. Finalmente balancea.). Primero se formulan las sustancias involucradas. ácido clorhídrico = HCl(ac) magnesio = Mg(s) gas hidrógeno = H2(g) cloruro de magnesio = MgCl2 (ac)} Segundo coloca las sustancias en los reactivos o productos según corresponda. HCl(ac) + Mg(s) H2(g) + MgCl2 (ac) Tercero balancea la ecuación: se debe tener igual cantidad de átomos de cada elemento en los reactantes y productos.
2 HCl(ac) + 1 Mg(s) 1 H2(g) + 1 MgCl2 (ac)
¿Por qué se coloca “ac”? Porque se trata de una solución acuosa . ¿Por qué el hidrógeno presenta subíndice 2 y el magnesio no? Porque el hidrógeno es un elemento di atómico y el magnesio no. Se tiene 2 átomos de hidrógeno antes de la fecha ( 2 H) y dos átomos de hidrógeno después de la fecha (H 2 ). De la misma manera ocurre para el cloro y el magnesio.
¡Ahora tú sólo!
Al agregar cinc metálico a una solución acuosa de sulfato de cúprico, se obtiene cobre metálico y sulfato de cinc en solución. Sobre la base de lo descrito, escribe la ecuación química balanceada que represente este suceso. Principales tipos de reacciones químicas.
- Descomposición: Un reactante se descompone formando dos o más productos. Puede ocurrir por calentamiento. AB A + B Ejemplo: 2 KClO3(s) 2KCl(s)+ 3O 2 (g)
- Combinación, adición o síntesis: Dos o más sustancias se combinan para formar una nueva. A + B AB Ejemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H 2 O (^) (g)
- Desplazamiento simple: Un elemento sustituye a otro elemento que forma parte de un compuesto. A + CB AB + C Ejemplo: Mg(s) + H 2 SO4(ac) → MgSO4 (ac) +H2(g)
- Desplazamiento doble o metátesis: Se produce un intercambio de elementos entre dos reactantes. AB + CD CB + AD Ejemplo: Pb(NO 3 )2(ac) + KI(ac) → KNO3(ac) +PbI2 (s) REACCIONES CON NOMBRES ESPECIALES
- Redox: En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra y por ello, cambia el estado de oxidación de algunos elementos. Ejemplo: Mg(s) + H 2 SO4(ac) → MgSO4 (ac) +H2(g) Ocurre la transferencia de electrones entre las especies: Mg^0 (s) + H 2 +1^ (SO 4 )-2(ac) → Mg+2^ (SO 4 )-2^ (ac) + H 20 (g)
- Combustión completa: Un reactante en presencia de O 2 arde produciendo CO 2 y agua. CxHy + O 2 CO 2 + H 2 O Ejemplo: C 3 H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4 H 2 O(g)
- Neutralización: Un reactante ácido reacciona con un reactante base (hidróxido) produciendo una sal y agua Ejemplo: HCℓ (^) (ac) + NaOH(ac) NaCℓ(ac) + H 2 O(l) Esta reacción es de desplazamiento simple y también es Redox, observa los ejemplos Ácido + base sal + H 2 O
H3. Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos. Ejercicio resuelto 4: En la ecuación de combustión del metano, indique ¿Cuántas moles de O 2 reaccionaran con 25 moles de metano? CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H 2 O(g) Solución: ( Estrategia balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta).
- Balancea la reacción e identifica la relación cuantitativa: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2(g) + 2 H 2 O(g) A nivel de moles 1 mol CH 4 2 mol O 2 1mol CO 2 2 mol H 2 O
- Extrae los valores y simplifica
Respuesta: Reaccionarán 50 moles de O 2 con las 25 moles de metano.
CÁLCULOS MASA-MASA
H3. Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos. Ejercicio resuelto 4: En la ecuación de combustión del metano, calcule que masa de agua se producirá a partir de 100 gramos de metano que reacciona con suficiente oxígeno CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H 2 O(g) Solución: ( Estrategia balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta).
- Balancea la reacción e identifica la relación cuantitativa: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2(g) + 2 H 2 O(g) nivel de masa 16 g CH 4 64 g O 2 44 g CO 2 36 g H 2 O
- Extrae los valores y simplifica
Respuesta: Se producirá 225 g H 2 O a partir de los 100 g de metano.
CÁLCULOS MOL-MASA :
¿Qué relación nos conviene usar? CH 4 x H 20 = 225 g H 2 O 16 g CH 4
H3. Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos. Ejercicio resuelto 5: Para la reacción de combustión: CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H 2 O(g) Si reaccionan 8 moles de oxígeno (O 2 ) con suficiente metano, calcule la masa de dióxido de carbono (CO 2 ) que se obtendrá. Solución: ( Estrategia balancea la reacción, identifica la relación cuantitativa que más te conviene y extrae los valores que necesitas para simplificar y finalmente responde la pregunta). CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2(g) + 2 H 2 O(g) A nivel de moles 1 mol CH 4 2 mol O 2 1mol CO 2 2 mol H 2 O A nivel de masa 16 g CH 4 64 g O 2 44 g CO 2 36 g H 2 O Respuesta: se obtendrán 176 g de CO 2 a partir de 8 mol de oxígeno (O 2 ).
¡Ahora tú sólo!
El sulfuro de hidrógeno (H 2 S) se puede obtener a partir de la siguiente reacción.
FeS (s) + HCℓ (ac) → FeCℓ 2 (ac) + H 2 S (g)
Considera los siguientes datos de masas atómicas y responde las preguntas. Datos: Masas molares (g/mol): Fe = 56; S = 32; H = 1; Cℓ = 35,5. a) Calcula la masa (en g) de sulfuro de hidrógeno que se obtendrá si se hacen reaccionar 175,7 g de FeS con suficiente cantidad de HCℓ(ac). Justifica tu respuesta con cálculos. b) Si se hacen reaccionar 175,7 g de FeS con suficiente cantidad de HCℓ(ac), ¿cuántas moles de FeCℓ 2 se
combustión sea completa. Es normal, entonces que cuando el reactivo en menor proporción se agote, quede aún una parte del otro sin reaccionar. En ese momento la reacción se detiene. En el ejemplo el reactivo que se agota es el combustible, ese es el reactivo limitante, mientras que el oxígeno es el reactivo en exceso. El reactivo que se encuentra en menor proporción respecto a la estequiometria de la reacción se conoce como reactivo limitante y al que sobra como reactivo en exceso. H4. Reconoce el reactivo limitante y reactivo en exceso. Ejercicio resuelto 6: Para la síntesis del agua a partir de hidrogeno gaseoso y oxigeno gaseoso. Se puso a reaccionar 200 g de hidrógeno (H 2 ) con 100g de oxígeno (O 2 ). Se pide determinar el reactivo limitante (RL), reactivo en exceso (RE) y la masa de agua que se produce (en gramos). Solución: ( Estrategia Coloca reacción química balanceada y escribe las relaciones cuantitativas. Asume que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calcula cuánto del otro reactivo necesitas. Compara la cantidad que requieres (calculada) con la cantidad que dispones (enunciado). Determina con cuidado el RL y RE. Es importante el Reactivo limitante para hallar la cantidad de producto. Plantee la ecuación química balanceada 2 H2 (g) + 1 O2(g) 2 H 2 O(l) Determine las relaciones estequiométricas en moles y en masa Indicamos la relación en moles y en masa (g) 2 H2 (g) + 1 O2(g) ^ 2 H 2 O(l) 2 mol 1 mol 2 mol 4g 32g 36g Determine cuál de los reactivos es el limitante (R.L.) y cuál es el que está en exceso. Estrategia para determinar el reactivo limitante “Asumimos” que uno de los reactivos se consume totalmente, luego calculamos cuánto del otro reactivo necesitamos para que este reaccione totalmente. Por ejemplo: Tomamos los 200 g de hidrógeno (H 2 ) del dato Determinamos cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione totalmente los 200 g de hidrógeno x g de O 2 = 200 g de H 2 x 32g de O 2 = 1600 g de O 2 4 g de H 2 La cantidad de O 2 que se requiere es 1600 g Comparamos la cantidad de O 2 que se requiere con la cantidad con que se cuenta (de acuerdo con el enunciado del problema): Se requiere se tiene 1600 g 100 g => faltará O 2 para que se complete la reacción. Por lo tanto: Reactivo Limitante (RL): O 2 el O 2 es el RL porque se agotó Reactivo en exceso (RE): H 2 el H 2 es el RE porque sobró ¿Cuántos gramos de agua se producen? Con la cantidad de R.L. se hacen los cálculos de los productos (el R.L. es dato para todos los cálculos). Xg de H 2 O = 100g de O 2 x 36g de H 2 O = 112,5 g de H 2 O 32g de O 2
¡Ahora tú sólo!
De acuerdo con la reacción presentada a continuación, al hacer reaccionar cobre con ácido sulfúrico se produce un gas, una sal y agua. 2 H 2 SO4 (ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2 H 2 O(l) Si se hacen reaccionar 0,5 moles de cobre y 2 moles de H 2 SO 4 , responde las siguientes preguntas indicando el procedimiento. Datos: Masas molares (g/mol): H 2 SO 4 = 98; Cu = 63,5; SO 2 = 64; CuSO 4 = 159,5; H 2 O = 18 a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso? b) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso no reaccionó? Indica tu respuesta en gramos. c) Calcula el número de moles de SO 2 que se desprenden. d) Determina e indica la masa, en g, de CuSO 4 que se forma.
4.4 Rendimiento porcentual de una reacción
ENTENDIENDO REACTIVO LIMITANTE, EXCESO y PRODUCTOS
EJERCICIO: en la reacción de metano (CH 4 ) con el oxígeno (O 2 ) se obtiene los productos de dióxido de carbono
(CO 2 ) y agua (H 2 O), se ponen a reaccionar 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno. Se debe determinar el RL, RE y los productos. 1 CH 4 + 2 O 2 1 CO 2 + 2 H 2 O 1 mol CH 4 2 mol O 2 1 mol CO 2 2 mol H 2 O Hallando RL y RE
XO 2 = 3 mol CH 4
2 mol O 2
1 mol CH 4 )
= 6 mol O 2
El oxígeno (O 2 ) es el reactivo en exceso, porque se requiere 6 moles de oxígeno para reaccionar y se tiene 7 moles de O 2 al inicio, entonces se utilizan 6 moles O 2 para la reacción quedando al final 1 mol de O 2 sin reaccionar. El reactivo limitante es el metano (CH 4 ) las 3 moles se consumen completamente en la reacción. Hallando los Productos
XCO 2 = 3 mol CH 4
1 mol C O 2
1 mol CH 4 )
= 3 mol CO 2
X H 2 O = 3 mol CH 4
2 mol H 2 O
1 mol CH 4 )
= 6 mol H 2 O
Al final de la reacción se obtiene 3 moles de CO 2 y 6 moles H 2 O Conclusión: Al reaccionar 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno, finalmente se puede concluir que se consume todo el metano, queda 1 mol de O 2 sin reaccionar y se producen 3 moles de CO 2 y 6 moles H 2 O
USANDO EL APLICATIVO En el aplicativo https://media.pearsoncmg.com/bc/bc_0media_chem/chem_sim/html5/stoich/
Stoich.php. Se elige la reacción química de metano (CH 4 ) y oxigeno (O 2 ) cuyos productos son dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O), debe balancearse y verificarse que salgan los check (√) En este ejemplo se elegirá la opción de moles, se colocan las cantidades iniciales 3 moles de metano con 7 moles de oxígeno. Luego, se colocan la cantidad de reactivos consumidos, es decir el metano consume totalmente las 3 moles CH 4 (-3.00) y el oxígeno consume sólo 6 moles O 2 (-6.00). Como los reactantes se van consumiendo se coloca el signo negativo porque van desapareciendo. Inmediatamente los reactantes se van consumiendo los productos se van
formando por eso estos van con signos positivos. Se producen 3 moles CO 2 (+3.00) y 6 moles H 2 O (+6.00). En el aplicativo se observa Al final, la reacción el metano se consumió totalmente, no queda nada de metano (0,00); queda 1 mol de oxígeno sin reaccionar (el exceso) y se han formado 3 moles de CO 2 y 6 moles H 2 O.
NOTA: Para tu trabajo de wiki lee atentamente las indicaciones descritas en ella.
- Sobre las clases de reacciones químicas, indica verdadero (V) o falso (F). De ser falso indica el tipo de reacción correcta:
( ) Adición : O 2 ( g ) +^2 H 2 ( g ) →^^2 H 2 O( g )
( ) Simple desplazamiento : CaCO 3 ( s ) → Ca^ O( s ) +C^ O 2 ( g )
( ) Descomposición : AgN^ O3( ac) + K^ I(ac) →^ Ag^ I(ac) +^ KN^ O 3 (ac)
( ) Combustión : C 3 H8(g) +^5 O 2 ( g ) →^ 3 C^ O 2 ( g ) +^4 H 2 O ( g )
- Al poner en contacto una solución de nitrato de plata con una solución de cloruro de potasio se produce una reacción de doble desplazamiento. Escriba la ecuación química balanceada de la reacción descrita. H3: Interpreta la información contenida en una ecuación química balanceada y establece relaciones estequiométricas entre reactivos y productos.
- Para la siguiente reacción química de descomposición
KC ℓ O3(s) KC ℓ (s) + O 2 (g)
Responda las siguientes preguntas. Datos: Masas molares (g/mol): K = 39; O = 16; Cℓ = 35, a) ¿Cuántas moles de KCℓO 3 se debe usar para producir 30 moles de oxígeno? b) ¿Cuántos gramos de KCℓ se producen a partir de 320 g de KClO 3? c) ¿Cuántos gramos de KCℓse obtuvo si se formó 60 moles de O 2? d) Si se usó 20 moles de KCℓO 3 ¿cuántos gramos de oxígeno se producirá?
- El gas trióxido de azufre se descompone en gas dióxido de azufre y oxígeno al ser sometido a calentamiento. a) Plantee la ecuación de descomposición del trióxido de azufre. Para la reacción de descomposición del trióxido de azufre se le pide que responda las siguientes preguntas: b) ¿Cuántas moles de trióxido de azufre se necesita para producir 5 moles de oxígeno? c) ¿Cuántas toneladas O 2 se obtendrán si se usó 750 kg trióxido de azufre? d) ¿Cuántas moles de dióxido de azufre se obtuvo si se produjeron 300 g de O 2? H4: Reconoce el reactivo limitante y el reactivo en exceso
- La base sobre la que se construye un circuito integrado es una oblea hecha de silicio (Si). Este elemento químico es obtenido a partir de la siguiente reacción:
SiCℓ4(g) + H2(g) Si(s) + HCℓ (g)
Para la reacción de 650 g de SiCl 4 y 16 g de H 2.
Dato: Masa molar g/mol: SiCℓ 4 = 170; H 2 = 2¸ Si= 28; HCℓ= 36,
a) Identifique el reactivo limitante y el reactivo en exceso. b) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? c) ¿Qué cantidad (en gramos) de los productos se obtienen?
- Un método utilizado para reducir emisiones de cloruro de hidrógeno es la oxidación directa del HCl con el oxígeno usando un catalizador y a elevada temperatura:
HCl(g) + O2(g) → Cl2(g) + H 2 O(g)
Si se obtienen 80 kg de Cl 2 , calcula la masa de HCl (en kg) que se utilizaron en el proceso sabiendo que reaccionó con suficiente O 2. Considera que el rendimiento porcentual de la reacción fue 70 %.
