Estequiometría

Facultad de IngenieríaIngeniería civil industrial

Tania Tapia OpazoQuímica Aplicada a la Ingeniería2010

Definición

“La estequiometría es el estudio de los aspectos cuantitativos de las fórmulas y las reacciones químicas”.

Fórmulas moleculares

Fórmula mínima o empírica: es aquella expresión más reducida que nos indica la proporción de átomos dentro de una molécula.

Fórmula molecular: es aquella expresión que nos indica la proporción real en la que se encuentran los átomos dentro de una molécula.

F. empírica F. molecular

CHAlO3

C6H6

Al2O6

Ejemplo

Un muestra contiene carbono , hidrógeno y oxígeno, en porcentajes de 40; 6,7 y 53,3 respectivamente. Si su masa molar es de 180g/mol, determine su fórmula e´mpírica y molecular.

Tipos de reacciones

Reacciones de precipitaciónPb2+

(ac) + 2I1-(ac) PbI2(s)

Reacciones ácido-base

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Reacciones de óxido-reducción Reacciones de combinación

S(s) + O2(g) SO2(g)

Reacciones de descomposición2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

Reacciones de desplazamientoCa(s)+ 2H2O(l) Ca(OH)2(s) + H2(g)

Reacciones de desproporción2H2O2(ac) 2H2O(l) + O2(g)

Recordando:

Mol: es la unidad del S.I. Para la cantidad de sustancia. Se define como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de átomos que existen en 12g de carbono-12. A este número se le llama número de Avogadro.

1 mol = 6,02x1023 partículas. Por ejemplo: 1 mol de carbono-12 contiene 6,02x1023 átomos1 mol de agua contiene 6,02x1023 moléculas1 mol de cloruro de sodio contiene 6,02x1023

unidades fórmula

....sigamos recordando Masa molar (peso): de una sustancia es la

masa por mol se sus especies químicas (átomos, moléculas o peso fórmula). Por lo tanto, la masa molar tiene unidades de gramos por mol (g/mol).La masa molar de un compuesto es la suma de las masas molares de los elementos de la fórmula.Por ejemplo: 1 átomo de Na tiene una masa de 23 uma1 mol de Na tiene una masa de 23 g1 mol de Na contiene 6,02 x 1023 átomos de sodio

Ejercicios de aplicación

1.- El grafito es una forma cristalina del carbono que se usa en lápices. ¿Cuántos moles de carbono son 315 mg de grafito?

R: 2,6x10-2

2.- El manganeso (Mn) es un elemento de transición esencial para el crecimiento de los huesos. ¿Cuál es la masa en mg de 3,22x1020 átomos de Mn, que es el número que tenemos en 1kg de hueso?

R: 29,4 mg

Escritura y balanceo de reacciones químicas

Una ecuación química es un enunciado en fórmulas que expresan las identidades y las cantidades de las sustancias presentes en un cambio físico o químico.

El lado izquierdo de una ecuación muestra la cantidad de cada sustancia presente antes del cambio, y al lado derecho las sustancias después del cambio.

Para que una reacción represente estas cantidades exactamente debe estar balanceada, es decir el mismo número de cada átomo debe aparecer en ambos lados de la ecuación.

De aquí se desprende la ley de conservación de la materia:

“En un proceso químico, los átomos no pueden ser creados, destruidos o cambiados, sólo reordenados en distintas combinaciones”.

Ejemplos

1) Mg(s) + O2(g) MgO(s)

magnesio oxígeno óxido de magnesio

2) C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Propano oxígeno dióxido de carbono agua

3) Cu2S(s) +O2(g) Cu2O(s) + SO2 sulfuro de cobre(I) oxígeno óxido cuproso dióxido de azufre (IV)

Ejercicios

a) H2 + Br2 HBr

c) SiO2 + HF SiF4 + H2O

d) Al2S3 + H2O Al(OH)3 + H2S

Cálculos

3Cu+ 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

De acuerdo a la ecuación, indique:

1) Si tengo 10 moles de cobre, ¿cuántos moles de óxido de nitrógeno puedo obtener?

R:6,7 moles

2) Si tengo 10g de cobre, ¿cuántos gramos nitrato de cobre puedo obtener?

R: 29,5 g

3) ¿Cuántos gramos de agua puedo obtener , si hago reaccionar 53 g de cobre, en presencia de ácido en exceso?

R: 20,0g

4) ¿Cuánto ácido necesito para que reaccione 10g de cobre?

R: 26,5g

3Cu+ 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Reactivo limitante y % de rendimiento de una reacción

Reactivo limitante es aquel reactivo, dentro de una reacción química que detiene la reacción, cuando éste se acaba.

El otro reactivo, dentro de la misma reacción, que permanece y no se utiliza se llama reactivo excedente.

5) Si dispongo de 20g de cobre y 20g de ácido nítrico, ¿cuál es la mayor cantidad de nitrato de cobre que podría obtener?

R: 20,9g

3Cu+ 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

El rendimiento porcentual teórico de una reacción, es aquel que debiéramos obtener, de acuerdo a los valores iniciales de reactivo del que disponemos.

El rendimiento real, es aquel que se obtiene en la práctica, y que puede variar con respecto al teórico, por más de un factor, como por ejemplo error en la medición, pérdida, diferencia de temperatura, etc.

6) Si al reaccionar 30 g de cobre con 30 g de ácido nítrico, se obtienen 1,8 g agua ¿cuál es el % de rendimiento de la reacción?

R:41,9%

3Cu+ 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Ejercicio aplicación

1.- Un fabricante vende latas de carburo de calcio de una libra, cuya pureza se da en la etiqueta como 85%. ¿Cuántos gramos de acetileno pueden prepararse de una libra de este producto si lo indicado en la etiqueta es cierto?

CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2

R: 156,8 g

Ejercio de aplicación

2.- La grasa almacenada en la joroba de un camello es fuente tanto de energía , como de agua. Calcule la masa de agua que se produce al metabolizarse 1,0 kg de grasa, suponiendo que la grasa consiste exclusivamente en triestearina (C57H110O6), una grasa animal típica, y que durante el metabolismo la triestearina reacciona con O2 para formar solamente CO2 y H2O.

R: 1112,4 g