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

Reacción Química: proceso en el cual una sustancia cambia para formar una o más sustancias nuevas, ejemplo: Hidrógeno gas (H 2 ) reacciona con oxígeno gas (O 2 ) para dar agua (H 2 O), la Ecuación Química para esta reacción se escribe: 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O Reacciona con produce

Reactantes o reactivos sustancias de partida. Productos de la reacción sustancias producidas Números enteros representan los coeficientes estequiométricos. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O reactivos productos coeficientes

Interpretación de una Ecuación química: 3 H 2 (g) + N 2 (g)2 NH 3 (g) 3Moléculas de H 2 3 mol de H 2 3x(6,022x10 23 ) moléculas 6x(6,022x10 23 ) átomos ) 1Molécula de N 2 1 mol de N 2 1x(6,022x10 23 ) moléculas 2 x (6,022x10 23 )átomos 2Moléculas NH 3 2 mol de NH 3 2x(6,022x10 23 ) moléculas 2x(6,022x10 23 )átomos de N 6x(6,022x10 23 )átomos de H

Al plantear las relaciones estequiométricas es necesario: I.- Escribir la Ecuación Química de la reacción planteada y balanceada. II.- Determinar el número de moles de Reactantes y Productos en los que se desea establecer la relación estequiométrica. III.- Transformar los moles de las sustancias en gramos, si es que se solicita. IV.- Establecer la relación estequiométrica requerida a partir de los datos.

Ejemplos: 1.- En la reacción química: 3A + 2B 5C + 7 D 3 mol de A reacciona con 2 mol de B 2 mol de B producen 5 mol de C 2.- A partir de la reacción química: Na (s) + Cl 2 (g) NaCl(s) Calcular los gramos de Cl que deben reaccionar con 10 g de Na para producir NaCl.

Primero: Escribir la ecuación balanceada 2 Na (s) + Cl 2(g) 2NaCl (s) Segundo: Establecer el número de moles reaccionantes 2 Na (s) + Cl 2(g) 2NaCl (s) 2 moles 1 mol 2 moles Tercero: Convertir los moles a gramos moles x masa atómica = 2 mol x 23 g/mol = 46 g de Na

1 mol de Cl 2 x 71 g/mol = 71 g de Cl 2 Cuarto: Establecer la relación estequiométrica 46 g de Na reaccionan con 71 g de Cl 2 10 g de Na reaccionaran con X g de Cl 2 X = (10 x 71) / 46 = 15,4 g de Cl 2 Entonces: 15,4 g de Cl 2 deben reaccionar con 10 g de Na

3.- A partir de la reacción química: NaCl (s) + H 2 SO 4 (g) Na 2 SO 4 (s) + HCl(g) Calcular la masa de cloruro de sodio (NaCl) necesaria para la obtención de 300 g de cloruro de hidrógeno (HCl) Primero: Balancear la Ecuación: 2 NaCl (s) + H 2 SO 4 (g) Na 2 SO 4 (s) + 2 HCl(g) Segundo: Establecer el número de moles: 2 mol 1 mol 1 mol 2 mol Tercero: transformar los moles a gramos 2 mol de NaCl = 2 x Masa Molar NaCl = 2 ( ) = 117 g

Tercero: transformar los moles a gramos 2 mol de HCl = 2xMasa Molar HCl 2 ( ) = 73 g Cuarto: Establecer la relación estequiométrica: 117 g de NaCl producen 73 g de HCl X g de NaCl producirán 300 g de HCl X = (117 x 300) / 73 = g NaCl Entonces se necesitan g de NaCl para producir 300 g de HCl

Método de Igualación de Ecuaciones Químicas Método por inspección Método algebraico Método por ión electrón 1.- Método por inspección: Se deben encontrar los coeficientes estequiométricos de la ecuación, de tal manera que cumpla la Ley de conservación de la masa. 2.- Método algebraico: Se debe realizar un balance de masa entre los reactantes y los productos.

Ejemplo: Br 2 + H 2 S + H 2 O H 2 SO 4 + HBr a b c d e Elemento reactante = producto Br 2 a =e Ec.1 H 2 b + 2 c = 2 d + e Ec.2 S b = d Ec.3 O c = 4 d Ec.4 Se asigna arbitrariamente un valor 1 al coeficiente d, debido a que hay 4 ecuaciones y 5 incógnitas.

Ec. 3, si d = 1, implica que b = 1 Ec. 4, c = 4 Ec. 2, e = 8 Ec. 1, a = 4 Ecuación Química igualada: 4 Br 2 + H 2 S + 4H 2 O H 2 SO 4 + 8HBr Ejercicios: 1.- HCl + Al 2 O 3 AlCl 3 + H 2 O 2.- FeCl 3 + NaOH Fe(OH) 3 + NaCl 3.- FeS + O 2 SO 3 + Fe 2 O 3

Leyes fundamentales de combinación química: 1.Ley de Lavoisier 2.Ley de las composiciones definidas 3.Ley de las proporciones múltiples

1. Ley de Lavoisier o Ley de la conservación de la materia. Demostró que en todas las reacciones químicas la masa de los reactantes es igual a la masa de los productos En el transcurso de la reacción, la masa total permanece constante. Ejemplo: considere las masas molares (g/mol): NO = 30, O 2 = 32 y NO 2 = 46 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) 2 mol 1 mol 2 mol 60 g 32 g 92 g 92 g = 92 g

2 H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O 2 mol 1 mol 2 mol 4 g 32 g 36 g 36 g = 36 g

2. Ley de las composiciones definidas o ley de Proust Estableció que en una reacción química, cuando dos o más elementos reaccionan, lo hacen en proporciones de masas definidas para formar un compuesto. S + 3 O SO 3 32 g 16x3 80 g 32 g 48 g 80 g

Reacción : S + 3 O SO 3 32 g 48 g 80 g % S= = 40 % % E = x 100 %O= = 60 % Entonces, se puede concluir que la composición porcentual o ponderal de un compuesto es siempre definida y constante.

Ejercicio: 1.Al hacer reaccionar 7 g de N en presencia de O a una temperatura adecuada se obtienen 19 g de óxido de nitrógeno (III), N 2 O 3. Indique la composición ponderal de cada elemento. N + O N 2 O 3 7 g 19 g % N = % O = Respuesta: %N = y %O = 63.16

3. Ley de las proporciones múltiples Esta ley establece si dos elementos reaccionan para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos se fija arbitrariamente y se combina con la masa del otro elemento en la relación de números enteros pequeños. Ejemplo: Fe y Cl al combinarse pueden formar dos compuestos diferentes: Cloruro de hierro (II) y Cloruro de hierro (III): FeCl 2 Fe = 44.06% y Cl = 55,94% FeCl 3 Fe = 34.43% y Cl = 65.57%

FeCl 2 44,06 g de Fe + 55,94 g Cl / 44,06 1 g 1,27 g FeCl 3 34,43 g de Fe + 65,67 g Cl / 34,43 1 g 1,90 g Se debe buscar la relación de números enteros pequeños, respecto a las masas de cloruro en ambos compuestos. Masa constante de Fe

FeClx = FeCly = Entonces se cumple la Ley, son números enteros pequeños.

Reactivo Limitante En una reacción química generalmente uno de los reactivos está en exceso, por lo tanto para efectos de cálculo de cantidad de materia, masa o cantidad de producto obtenido se debe hacer a partir del reactivo que no está en exceso, es el que se consume totalmente en la reacción. Reactivo Limitante

6 green used up 6 red left over Reactivo Limitante 3.9

RL = q = moles de sustancia coeficiente estequiométrico RL: determina la formación de un producto. Reactivo Limitante (RL)  Es el reactivo que determina la producción teórica de la reacción. Es la sustancia que se encuentra en menor proporción.  En base a él se hacen los cálculos estequiométricos.  Para su cálculo se utiliza el cuociente q. El menor valor de q determina el reactivo limitante

Ejercicio aplicando concepto de Reactivo Limitante: A partir de la siguiente reacción química: 2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe Se tienen 124 g de Al que reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3. Calcular la masa de Al 2 O 3 producida. 1.- Balancear la ecuación química 2.- Identificar el Reactivo Limitante q Al = moles/ coef. estequiométrico = (124/27)/2 = q Fe 2 O 3 moles/coef. estequiométrico = (601/160)/1 = Entonces q Al es menor por lo tanto Al es el Reactivo Limitante

3.- Aluminio (Al) se debe relacionar estequiométricamente con el Al 2 O 3 de acuerdo a la reacción química: 2 mol de Al producen 1 mol de Al 2 O producen X mol X = mol de Al 2 O 3 Si la masa molar es 102 g/mol, se producen g de Al 2 O 3 El reactivo que está en exceso es Fe 2 O 3 Hay 601 g y se necesitan g, por lo tanto hay g de exceso, según: 2 mol de Al reaccionan con 1 mol de Fe 2 O mol reaccionan X = mol o g Fe 2 O 3

Rendimiento teórico y real: El Rendimiento teórico corresponde a la máxima masa de producto que se puede obtener, calculada a partir de los coeficientes estequiométricos en una reacción química. La masa efectiva del producto obtenido en una reacción se conoce como rendimiento real. Cálculo del rendimiento en porcentaje: 

Ejercicio: 1.- Se hacen reaccionar 37 g de Fe 3 O 4 con 18 g de NaH en condiciones adecuadas de temperatura, para obtener (Fe) hierro metálico según la siguiente reacción: Fe 3 O 4 + NaH 3Fe + 4 NaOH a)Calcule el rendimiento teórico de la reacción, si a partir de 37 g de Fe 3 O 4 se obtienen 22,79 g de Fe. (R:26.81 g) b) Calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción ( R: 85 %)

Ejercicio propuesto de Reactivo Limitante: 1.- ¿ Cuántos gramos de AgBr, se pueden obtener cuando se mezclan disoluciones que contienen, respectivamente: 50,0 g de MgBr 2 y 100,0 g de AgNO 3 ? y cuántos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Ecuación Química: MgBr 2 (ac) + AgNO 3 (ac) AgBr + Mg(NO 3 ) 2 (ac) MM= 184,1 169,9 187,8 148,3 Respuestas: a)102,01 g de AgBr b) 7.72 g de AgNO 3