Estequiometría 1

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Estequiometría

Es la parte de la química que se encarga de la medición de las cantidades

relativas de reactivos y productos en una reacción química.

Page 3: Estequiometría 1

Estequiometria

Ecuaciones químicas

balanceadas

M/m, m/v, v/m, v/v

Reactivos y

productos

Reacción química

Rea

cció

n

exo

térm

ica

Rea

cció

n

end

oté

rmic

a

Rea

cció

n

reversi

ble

Cálculos

estequiométricos

Cantidades

Reactivos Productos

Se consumen Se forman

Reactivo limitante

Porcentaje de

rendimiento

Se pueden interpretar

en términos de

Usa

de

Que participan

en una

Se clasifican en

Permiten

Acerca de

de

que que

Considerando

Determina

Page 4: Estequiometría 1

Tipos de problemas estequiométricos

1. Masa - Masa

2. Masa – Volumen y Volumen Masa

3. Volumen – Volumen

4. Masa – Mol y Mol - Masa

5. Volumen – Mol y Mol - Volumen

6. Mol – Mol

7. Moléculas – Con cualquiera de los anteriores y viceversa.

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Masa - masa

a) Calcular la cantidad de gramos de oxígeno que se necesitan para quemar

72.0 g de C2H6 hasta CO2 y H2O. La ecuación para la reacción es:

2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(g)

Ha varias formas de razonar y resolver este tipo de problemas. Yo les enseñaré

una forma sencilla a través de reglas de tres, sólo pregúntate que tienes y qué te

falta y en que unidades te lo pide.

1. Qué tienes:

Tienes los datos implícitos de las masas moleculares de los

compuestos problema, en este caso O2 y C2H6; esta masa

se multiplica además por sus respectivos moles de la

ecuación balanceada.

02=60.14 g y C2H6= 223.99 g

Tienes la masa problema es decir: 72.0 g de C2H6

2. Qué te falta y en qué unidades:

Gramos de oxígeno.

Page 6: Estequiometría 1

Masa - masa

2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(g)

En lo personal me gusta ir acomodando estos datos en mi reacción balanceada.

Los implícitos arriba y los problema debajo.

60.14g 223.99g

72.0 g X

60.14g de C2H6 - 223.99g de O2

72.0 g de C2H6 - X

X= 268.16 g de O2

Bien, si te das cuenta esto tiene la forma de una “regla de tres”, y en efecto eso

es lo que vas a hacer:

Page 7: Estequiometría 1

Masa – masa (varios problemas)

b) Calcule el número de gramos de cloro que se producen al hacer reaccionar

22.1 g de oxído de manganeso (IV) con ácido clorhídrico en exceso :

MnO2(s) + 4HCl(ac) MnCl2(ac) + Cl(g) + 2H2O(l) 86.93 g 70.40 g

22.1 g X

X= 17.89 g Cl

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Masa – masa (varios problemas)

c) Los alimentos que ingerimos son degradados o desdoblados en el cuerpo

para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones.

Si una persona consume 856 g de C6H12O6 durante cierto periodo, ¿cuál será la

masa de CO2 producida?

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O 180.15 g 264.05 g

856 g X

X= 1.256X103 g CO2

Page 9: Estequiometría 1

Masa – Mol y Mol - Masa

a) Calcule el número de moles de oxígeno que se producen al calentar 1.65 g de

clorato de potasio. La ecuación balanceada para la reacción química es:

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

245.10 g 3 moles

1.65 g X

X= 0.020 moles de O2

Nos pregunta por el número de moles de oxigeno (es lo que falta), y nos dan el

número de gramos de KClO3 (es lo que tenemos). Para resolver por regla de

tres. Gramos sobre gramos; moles sobre moles. Es decir:

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

Nota que los datos problema los coloqué en la parte inferior

de la reacción y los implícitos (los que tú inferiste) en la

parte superior.

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Masa- Mol (varios problemas)

b) Calcule el número de moles de cromo que se pueden producir a partir de la

reacción de 28.5 g de óxido de cromo (III) con aluminio en exceso de acuerdo

con la siguiente ecuación balanceada de la reacción química:

Cr3O3(s) + 2Al(s) 2Cr(s) + Al2O3

151.99 g 2 moles

28.5 g X

X= 0.375 moles de Cr

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Mol – Mol (varios problemas)

a) Si reaccionan 0.15 mol de Na con agua, calcule el número de moles de H2

que se producen. Considerando la siguiente reacción balanceada:

2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)

2 mol 1 mol

0.15 mol X

X= 0.075 moles de H2

Nota que esta vez no fue necesario obtener la masa molecular del compuesto

problema. Y esto es porque el dato con el que cuentas está en moles y lo que te

pide está también en moles entonces es directa la “regla de tres”: moles sobre

moles nos da:

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Masa – Volumen y Volumen -Masa

a) Calcular el volumen, en litros del gas oxígeno, medido a TPN, que se podría

obtener al calentar 28.0 g de nitrato de potasio.

2KNO3(s) 2KNO2(s) + O2(g)

X= 3.10 L de O2

Necesitamos aplicar aquí el volumen molar = 22.4 L. Esta es una constante

cuando un gas (expresado aquí en L) se encuentra en condiciones TPN

(temperatura y presión normal, es decir 760 mmHg y 0ºC). Para nuestra

reacción se plantearía así:

2KNO3(s) 2KNO2(s) + O2(g)

202.21 g 22.4 L

28.0 g X

Page 13: Estequiometría 1

Mol – Volumen y Volumen - Mol

a) Calcule la cantidad de L de O2 (en condiciones TPN) que se producen al

calentar 0.480 mol de KClO3.

X= 16.12 L de O2

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

2 moles 67.2 L

0.480 moles X

Aunque el volumen molar es de 22.4 L, deben considerarse los moles de O2 que

tiene el oxígeno, es por eso que 22.4 L se debe multiplicar por 3. Quedándonos

así 67.2 L de O2

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Volumen - Volumen

a) Calcule el volumen de O2 en litros que se necesitan para la combustión

completa de 1.50 L de C2H6 y el volumen en litros de CO2 y H2O que se

forman; todos los volúmenes se consideran a 400ºC y 760 mmHg.

X= 5.25 L de O2

2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(g)

44.8 L 156.8 L

1.50 L X

X= 3 L de CO2

89.6 L 134.4 L

X X

X= 4.50 L de H2O

Page 15: Estequiometría 1

Problema integrador de temas

El carbonato de calcio (CaCO3), es una sustancia muy abundante en la

naturaleza, formando rocas, como componente principal, y es el componente

esencial de conchas y esqueletos de muchos organismos y de las cascaras de

huevo. Si un químico hace reaccionar 52.3 g de CaCO3 con ácido clorhídrico

determine:

a) Moles de HCl:

b) Gramos de CaCl2:

c) Moléculas de H2O:

d) Litros de CO2:

CaCO3(s) + 2HCl(ac) CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)

100.08 g 2 mol

52.3 g X

110.98 g 6.22x1023

molécualas

X X

22.4 L

X

1.45 moles de HCl

57.99 gramos de CaCl2

3.25 x 1023 moléculas de H2O

11.70 litros de CO2

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Reactivo limitante

Cuando un químico efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están

presentes en las cantidades estequiométricas exactas.

El reactivo limitante: es aquella sustancia que se consume primero en una

reacción química. Ya que la máxima cantidad de producto que se forma

depende de la cantidad original de este reactivo.

El reactivo en exceso: son los reactivos presentes en mayor cantidad que la

necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.

Page 17: Estequiometría 1

Reactivo limitante

La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de

carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.

a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?

b) Calcule la masa de Urea que se formará.

c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al

finalizar la reacción?

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

34.06 g 44 g

X 637.2 g 1142 g

60.05 g

Para el inciso “a” obtén las masas moleculares de ambos

reactivos, y ejecuta una regla de tres entre cada uno de estos

reactivos y el producto en cuestión. Aquel reactivo que de

menos cantidad de producto será tu reactivo limitante:

NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea

El NH3 es nuestro Reactivo

Limitante.

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Reactivo limitante Entonces la respuesta para el inciso:

a) Es NH3

b) 1123.42 g de Urea.

Para el inciso “C” tenemos que razonar:

Te preguntan los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionó… es decir, los

1142 g de CO2 (Reactivo en Exceso) no reaccionaron completamente. Es por

ellos que:

1. Realiza una regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso.

Buscando primero los gramos que sí reaccionaron de CO2.

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

34.06 g 44 g

637.2 g 1142 g

X = 823.1 g de CO2

Page 19: Estequiometría 1

Reactivo limitante

2. Realiza una resta entre la cantidad de reactivo en exceso (CO2) que tenías al

principio del problema. Y la que obtuviste:

1142 g - 823.1 g de CO2

Inciso c) CO2= 318.9 g de CO2

Page 20: Estequiometría 1

Reactivo limitante Si se mezclan 60 g de Mg(OH)2 y 20 g de HF. Calcule:

a) Balanceo

b) Reactivo limitante

c) MgF2 que se producen

d) Gramos de reactivo en exceso que hay.

e) Gramos de reactivo en exceso que no reaccionó:

2Mg(OH)2 + 2HF MgF2 + 2H2O

116.63g 40.01 g

60 g 20 g

62.30 g

X

Mg(OH)2= 32.05 g de MgF2 2HF= 31.14 g de MgF2

Reactivo Limitante.

Page 21: Estequiometría 1

Reactivo limitante

2Mg(OH)2 + 2HF MgF2 + 2H2O

20 g X

Mg(OH)2= 58.30g

Para determinar los gramos de reactivo en exceso que reaccionaron, realiza un

regla de tres entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, es decir:

Para determinar los gramos de reactivo en exceso que NO reaccionaron,

realiza una resta muy sencilla. A los gramos de R.E. problema (60 g) restale los

gramos de R.E. que Sí reaccionaron (58.30).

Mg(OH)2= 60 g – 58.30 g= 1.7 g

116.63g 40.01 g

Page 22: Estequiometría 1

Rendimiento de reacción

La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una reacción determina

el Rendimiento teórico.

El Rendimiento teórico es la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona

todo el reactivo limitante.

El Rendimiento real, es la cantidad de producto que se obtiene en una

reacción, casi siempre es menor que el rendimiento teórico.

Porcentaje de rendimiento

Page 23: Estequiometría 1

Porcentaje de rendimiento

El porcentaje de rendimiento describe la proporción del rendimiento real con

respecto al rendimiento teórico. Se calcula como sigue:

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜𝑥 100

Los químicos siempre buscan aumentar el porcentaje de rendimiento para

sintetizar la mayor cantidad del compuesto deseado.

Page 24: Estequiometría 1

Porcentaje de rendimiento

El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en

la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y

armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV)

con magnesio fundido entre 950ºC y 1150ºC:

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜𝑥 100

TiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl2(l)

En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54x107 g de TiCl4 con

1.13x107 g de Mg. a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos. b)

calcule el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtienen 7.91x106 g de Ti:

Page 25: Estequiometría 1

Porcentaje de rendimiento

TiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl2(l)

La mejor estrategia que puedes tener es plantear el problema, es decir, lo que

tienes y lo que te falta: 189.67g 48.61 g

3.54x107 g 1.13x107g

47.9 g

X

Primero vamos a encontrar quién es tu reactivo limitante (aquel que menos

producto te dé). De esta forma sabrás tu Rendimiento Teórico.

2Mg= 11.13x106 g de Ti TiCl4= 8.93x106 g de Ti

Reactivo Limitante.

Rendimiento Teórico.

Page 26: Estequiometría 1

Porcentaje de rendimiento

Con este dato ya podrás sustituir en la fórmula de porcentaje de rendimiento el

rendimiento teórico y complementarlo con el rendimiento real que ya te da el

problema.

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜𝑥 100

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =7.91𝑥106𝑔

8.93𝑥106𝑔𝑥 100

% de rendimiento= 88.57 de Ti

Page 27: Estequiometría 1

Multiejercicio (RL, Rt, Rp)

La Urea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de

carbono. En un proceso se hace reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2.

Si en realidad obtuvimos 850.15 g de Urea.

a) Balancea la reacción

b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso.

c) Calcule la masa de Urea que se formará.

d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron

e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron

f) Calcule el rendimiento teórico de la Urea.

g) Calcule el rendimiento porcentual

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

34.06 g 44 g

X 637.2 g 1142 g

60.05 g

Page 28: Estequiometría 1

Multiejercicio (RL, Rt, Rp)

NH3= 1123.42 g de Urea CO2= 1558.57 g de Urea

Reactivo Limitante. Reactivo en Exceso

b) Determina quién es el Reactivo limitante y quién el reactivo en exceso.

c) Calcule la masa de Urea que se formará.

Urea= 1123.42 g

Ya que es lo máximo de producto

que se puede lograr con las

cantidades dadas.

d) Gramos de reactivo en exceso que reaccionaron

2NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

34.06 g 44 g

637.2 g X

X = 823.15 g de dióxido de carbono que

SÍ reaccionaron

Page 29: Estequiometría 1

Multiejercicio (RL, Rt, Rp)

e) Gramos de reactivo en exceso que No reaccionaron.

1142 g CO2 RE problema

823.15 g CO2 RE que Sí reaccionaron

318.85 g de CO2 que NO REACCIONARON

Restas simplemente los gramos de reactivo problema del R. en exceso

problema menos los gramos de R. en Exceso que SÍ reaccionaron.

f) Calcula el rendimiento teórico de la Urea.

Urea= 1123.42 g

Es la cantidad de producto que te

da el reactivo limitante.

Page 30: Estequiometría 1

Multiejercicio (RL, Rt, Rp)

g) Calcule el rendimiento porcentual.

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜𝑥 100

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =850.15𝑔

1,123.42𝑔𝑥 100

% 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 75.67% de Urea

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