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UNIDAD VI ESTEQUIOMETRIA

 


ESTEQUIOMETRIA 

Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. 

Principio

En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa que implica dos leyes siguientes.

    • La conservación del número de átomos de cada elemento químico
    • La conservación de la carga total.

Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

Balancear una reacción

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en el curso de la reacción y por tanto debe respetar las leyes de conservación del numero de átomos y de la carga total.

Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir la cantidad de materia que se consume o se forma)


POR EJEMPLO

En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).

La reacción sin ajustar será: CH4+O2-->CO2+H2O

Esta reacción no es correcta porque no cumple la ley de conservación de la Materia; para el elemento hidrógeno (H) por ejemplo, hay 4 átomos en los reactantes y solo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.

De esta manera si se pone un 2 delante del H2O

  • CH4+O2-->CO2+2H2O

Se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H) pero no para el oxígeno (O), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes CH4+2O2-->CO2+2H2O y se obtiene la reacción ajustada.

Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Este método del tanteo sirve bien cuando la reacción es simple. Consiste en fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás haciendo balances a los átomos implicados en la especie inicial, si aparecen fracciones se multiplican todos los coeficientes por el mcm de los denominadores. En reacciones más complejas como reacciones redox se emplea el método del ion-electrón.

Entonces... Una reacción química, se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

METODO DEL MOL


Los coeficientes estequiométricos en una ecuación química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia o como el número de moléculas de cada sustancia.

  • Pasos para el calcular por medio del método de mol;
    • Escribir la ecuación de la reacción 
    • Balancear la ecuación 
    • Partir del dato que da el problema 
    • Establecer la reacción de moles entre dos sustancias en un factor estequiométrico basado en la ecuación química.
    • Dar la respuesta en la unidad de medida que solicita el problema.



POR EJEMPLO

Para la siguiente ecuación balanceada 

    • 4 Al (s) + 3 O2 (g) --> 2 Al2 O3 (s)
a) ¿Cuántos mol de aluminio (Al) son necesarios para producir 5.27 mol de Al2O3? 
    El dato proporcionado es 5.27 mol de óxido de aluminio (Al2O3) por lo tanto, esta es la sustancia de partida. Se anota la fórmula y entre paréntesis el dato.         
    • Sustancia de partida: Al2O3 (5.27 mol)
ENTONCES...

    5.27 mol Al 2 O3 [4mol Al/ 2 mol Al2 O3] 
Se simplifica mol de Al2O3 y la operación entonces sería --> 5.27 (4) / 2 = 10.54 mol de Al

b) ¿Cuántos moles de oxígeno (O2) reaccionan con 3.97 moles de Al?

        3.97 mol Al [3 ml O2 / 4 mol Al]
  • Simplificamos mol de Al --> 3.97 (3) / 4 = 2.98 mol de O2

VOLUMEN MOLAR 

La noción se emplea para nombrar al volumen ocupado por un mol de una sustancia, utilizándose como unidad de referencia al metro cúbico por mol.

Es importante mencionar que, en toda sustancia, un mol alberga una cantidad de masa que está contenida en 6,022 x 10 elevado a 23 moléculas. Esta cifra (6,022 x 10 elevado a 23) se denomina número de Avogadro y es la cantidad de átomos existente en doce gramos de carbono-12 puro. 

El número de Avogadro permite contabilizar entidades microscópicas partiendo de medidas microscópicas.

Por ello un mol de un gas siempre ocupa el mismo volumen cuando se mantienen las condiciones de temperatura y presión. El volumen molar normal de las sustancias gaseosas es 22,4 litros, estimado con una temperatura de 0º C y una presión de 1 atmósfera. Esto ocurre en todo gas ideal.

Por lo tanto, el volumen molar normal de un gas, cuyo valor es de 22,4 litros, sólo se da si nos encontramos ante un gas ideal,  pero esto no ocurre con los denominados gases ordinarios; estos últimos poseen moléculas con volumen, aunque no sea considerable, y esto hace que su volumen molar sea diferente de 22,4 litros.

• Condiciones de temperatura y presión estándar: 

    • T 0C = 00C = 273K 

    • P = 760mmHg = 1 atm 

            •  Un mol de un gas a TPE (temperatura y presión estándar) ocupa un             volumen de 22.4L

POR EJEMPLO

 Se hacen reaccionar 15L de N2 con suficiente H2 para producir NH3 gaseoso. ¿Cuántos litro de amoníaco se forman a TPE? ¿Cuántos litros de H2 a TPE se necesitan para producir esa cantidad de amoniaco?


a) N2+ 3H2 --> 2NH3 (g)

b) 15 L N2 * 1 mol N2/22.4 L N2 * 2 Mol NH3 / 1 mol N2 * 22.4 L NH3 / 1 mol NH3 = 30 L NH3

c) 30 L NH3 * 1 Mol  NH3/ 22.4 mol NH3* 3 mol H2 / 2 Mol  NH3 * 22.4 L NH3/ 1 mol H2 = 45 L H2


¡Apoyémonos con este video! :)


REACTIVO LIMITANTE Y REACTIVO EN EXCESO 

Cuando se efectúa una reacción, los reactivos no están presentes en cantidades estequiométricas necesariamente, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. 

  • El reactivo limitante será aquél que se agote primero en la reacción.
  • El reactivo en exceso será aquel que no se agote por completo durante la reacción.
  • La cantidad de producto que se obtenga de la reacción, dependerá siempre de la cantidad de reactivo limitante que se tenga en la reacción.

Se determina el reactivo limitante, para hacer los cálculos de cuando producto se forma, utilizando el método del mol. 

Es importante destacar que NUNCA LOS CÁLCULOS DEBEN EFECTUARSE CON LOS REACTIVOS EN EXCESO.


POR EJEMPLO

A altas temperaturas el azufre se combina con el hierro para formar el sulfato de hierro (II) café oscuro:

7A

En un experimento 7.621 g de Fe se dejan reaccionar con 8.669 g de S.

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



Entonces evaluemos los dos reactivos y ver cuál de los dos producen menos FeS, el cual será el reactivo limitante.


  • R// Reactivo excedente: Azufre (S)


b) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (en g) queda al final de la reacción?

Necesitamos evaluar la cantidad de azufre que necesita para reaccionar nuestra cantidad de hierro inicial:


  • R// 4.30 g de Azufre 


EJEMPLO No. 2

  • Si se hacen reaccionar  3 moles de C3H8 con 20 moles de O2. ¿Cuál de los dos será el reactivo limitante?

La reacción de combustión del propano, es la siguiente:

       C3H8 (g)   +   5 O2  →  3 CO2 (g)   +   4 H2O (g)

  • Teniendo en cuenta la información del C3H8. Diremos que para que reaccionen  todas las moles de C3H8 (3 moles) se requieren:
  • Sólo se utilizarán 15 moles de O2 en la reacción.  Éste será el reactivo en exceso, y se tendrá al final de la reacción 5 moles de oxígeno que no han reaccionado (excedente).
  • Teniendo en cuenta  la información del O2, Diremos que para que reaccionen todas las moles de O2  (20 moles), se necesitarían:
 

Por ende podríamos determinar que;
  • Como sólo se tienen 3 moles de C3H8 (y no 4 moles como se necesitaría para que se consuma todo el O2). Se concluye que el Reactivo limitante, el que se agota es el C3H8, y el que está en en exceso será el O2.
Considerando siempre que... 
  • el C3H8 es el reactivo limitante, debido a que este limita la cantidad al reaccionar.
  • el O2 está en exceso (parte de éste quedará sobrando).
¿Qué especies estarán presentes al final  de la reacción y en qué cantidad?

Luego, las moles de C3H8 son las que determinarán, cuántas moles de CO2 y H2O se producirá o bien que se formarán:



  • Al finalizar la reacción, se han formado 9 moles de CO2 y 12 moles de H2O, así tambien se tendrán las 5 moles de O2 que no reaccionaron (reactivo en exceso).
 ¡Apoyemos la teoría de una manera diferente!




RENDIMIENTO DE REACCION 

La cantidad de reactivo limitante determina el RENDIMIENTO TEÓRICO de una reacción, a través de la aplicación del método del mol.

El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener cuando la reacción es exitosa en un 100%.

  • Rendimiento real. Como en muchas de las mediciones o predicción, no siempre sucede lo que “debería”. Este rendimiento es lo que verdaderamente obtenemos en la experimentación. Generalmente es menor al rendimiento teórico.
  • Rendimiento porcentual. Es el rendimiento real entre el rendimiento teórico multiplicado por 100.

El rendimiento real Nunca será igual al rendimiento teórico, debido a;

• Son Reacciones reversibles 
• Es Difícil recuperar todo el producto 
• Reacciones laterales 
• Difícil purificar el producto


Se puede determinar mediante la siguiente manera;



 EJEMPLO

  • Calcule el porcentaje de rendimiento (%R) de la siguiente reacción química:

2N2 + 5O2 → 2N2O5

Si se hace reaccionar 40 g de N2 con 55 g de O2, y se obtienen experimentalmente 52 g de N2O5.

  1. Calcular la masa molecular de las sustancias que forman parte de la reacción química:

  • N2=  28 g/mol
  • O2= 32 g/mol
  • N2O5 = 108,01 g/mol

  1. Calcular el reactivo limitante, confrontando los reactantes:

Primera relación

2 N2                →       5 O2

2mol x 28g/mol → 5 mol x 32 g/mol

40 g   →           x

56 g → 160g

40g → x

X= 114.29 g de O2

Segunda relación

2 N2                →       5 O2

2mol x 28g/mol → 5 mol x 32 g/mol

x             →           55g

56 g → 160g

x→ 55g

x= 19.25 g de N2



R//: El reactivo limitante es el O2, porque de 55g que tiene inicialmente, no puede rendir con 114,29g que necesita. Por lo tanto, el reactivo en exceso es el N2.

  1. Determinar el rendimiento teórico, confrontando el reactivo limitante con el producto:

5 O2                →       2 N2O5

5mol x 32g/mol → 2 mol x 108,01 g/mol

55 g →        x

160 g → 216,02g

55g→  x

X = 74.26 g de N2O5


Calculemos el porcentaje de rendimiento:

ENTONCES...

→   %R = 52g/74.26 g *100 
→   %R= 70% 


EJEMPLO 
El titanio se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio a 950 C y 1150 C.
  • Escribamos la ecuación balanceada
  • En cierta operación industrial se hacen reaccionar 3.54*10 7 gramos de cloruro de titanio con 1.13*10 7 gramos de magnesio. Por lo tanto, calculemos el rendimiento teórico de TI en gramos
  • Calculemos el porcentaje de rendimiento si en realidad se obtuvieran 7.91*10 6 gramos de Ti.
    Ecuación balanceada: TiCl + 2Mg --> Ti + 2 MgCl2 

Determinemos el R.L

  • 3.54 * 10 7 g TiCl4 ]* 1 mol TiCl4/189.7 g TiCl4 * 2 mol Mg / 1 mol TiCl4* 24.31 g Mg / 1 mol Mg = 9.07 E 6 g Mg. 
  • Cloruro de Titanio --> REACTIVO LIMITANTE.

    • % R.T = 7.91 E 6 g Ti / 8.94 E 6 g Ti * 100% = 88.48%
    • % Rendimiento del Ti: 3.54 E 7 g TiCl4 * 1 mol TiCl4/ 189.7 TiCl4* 1 mol Ti / 1 mol TiCl4 * 97.90 g Ti/ 1 mol Ti = 8.94 E 6 g Ti


¡Apoyemos lo que practicamos! 






REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
  • Marroquín Tinti (2021) Clase magistral Estequiometria. 
  • Khan Academy (2020) Estequiometria en quimica. https://es.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome 
  • Gonzalo Márquez (2019) Reactivo Limitante y en Exceso. https://www.quimicas.net/2015/10/ejemplos-de-reactivo-limitante.html 
  • Corinto Juez (2020) Reactivos y porcentajes de rendimiento, Química General. http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/43-reactivo-limitante-y-reactivo-en-exceso.html  
  • Aula Fácil (2021) Rendimiento de las reacciones. https://www.aulafacil.com/cursos/quimica/problemas-de-quimica-general-para-universitarios/rendimiento-de-las-reacciones-l40254 
  • Elsevier (2020) Comprensión de la Estequiometria. https://www.elsevier.es/es-revista-educacion-quimica-78-articulo-ensenanza-estequiometria-uso-analogias-comprension-S0187893X16300040 


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