Cálculos Estequiométricos

Estequiometría

• La estequiometría se utiliza para calcular las cantidades químicas de las sustancias involucradas en reacciones químicas.
• Si se conoce la cantidad de una sustancia en una reacción química y la ecuación química está balanceada, se puede determinar las cantidades de reactivos y productos.
• Estas cantidades se pueden expresar en moles, masa (gramos) o volumen (litros).
• Los cálculos estequiométricos se aplican en el análisis químico y en la producción industrial de sustancias químicas.
• Las relaciones estequiométricas permiten conocer la cantidad de producto que se espera obtener en una reacción química.
• Con estas relaciones se determina la cantidad producida o necesaria de una sustancia cuando la reacción ocurre en ciertas condiciones.

Pasos para realizar cálculos estequiométricos

• Balancear la ecuación química.
• Convertir la información de las sustancias dadas a moles.
• Utilizar proporciones molares basadas en la ecuación química balanceada.
• Convertir la información a gramos.

Coeficientes Numéricos en Ecuaciones

• Los coeficientes numéricos en ecuaciones balanceadas indican la cantidad de moles de cada sustancia presente.
• Se puede escribir una relación molar para cualquier par de sustancias en la ecuación usando estos coeficientes.

Ejemplo de Relación Molar

• En la reacción balanceada CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g):
  • 1 mol de CH4 reacciona con 2 moles de O2
  • 1 mol de CH4 produce 1 mol de CO2 y 2 moles de H2O

Relaciones Molares

• Las relaciones molares se pueden establecer entre reactivos y entre reactivos y productos.
• Para la reacción CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O:
  • Por cada 1 mol de CH4, se necesitan 2 moles de O2. Esto puede escribirse como factor de conversión: (1 mol CH4 / 2 moles O2) o (2 moles O2 / 1 mol CH4).
  • Por cada 1 mol de CH4 que reacciona, se forma 1 mol de CO2, también expresable como factor de conversión: (1 mol CH4 / 1 mol CO2) o (1 mol CO2 / 1 mol CH4).
• Cuando se conoce la ecuación y el número de moles, se calcula las cantidades de reactivos/productos necesarios/formados en un proceso.

Ejemplo Práctico

• Dada la ecuación: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
• Calcular:
  • ¿Cuántos moles de H2O se formarán al reaccionar 7.3 moles de CH4?
  • ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán al reaccionar 4.9 moles de O2?
• Paso 1: Balancear la ecuación (ya está balanceada).
• Paso 2: Se omite, ya que la información se da en moles.
• Paso 3: Usar la ecuación balanceada para encontrar las razones molares:
  • Para H2O: 7.3 moles CH4 * (2 moles H2O / 1 mol CH4) = 14.6 moles H2O
    • Relación basada en la ecuación balanceada
  • Para CO2: 4.9 moles O2 * (1 mol CO2 / 2 moles O2) * (44 g CO2 / 1 mol CO2) = 107.8 g CO2
    • Relación basada en la ecuación balanceada
    • Cálculo de la masa molar del CO2

Estequiometría y Rendimiento

• La estequiometría se ocupa del rendimiento teórico, reactivo limitante, reactivo en exceso y el porcentaje de rendimiento de una reacción.
• Ejemplo: Preparación de emparedados (2P + Q → P2Q) con P = rebanada de pan y Q = rebanada de queso.
  • Si se tienen 10 rebanadas de pan y 7 de queso, solo se pueden hacer 5 sándwiches, sobrando 2 rebanadas de queso.
  • La cantidad de pan limita el número de sándwiches.
• En reacciones químicas, un reactivo se agota antes que los otros, deteniendo la reacción.
  • Los reactivos que quedan sobrantes se consideran en exceso.

Conceptos básicos de la estequiometría

• Reactivo limitante: El reactivo que limita la reacción porque se consume primero.
• Reactivo en exceso: El reactivo o reactivos que sobran al finalizar la reacción.
• Rendimiento teórico: La cantidad de producto que se forma, según los cálculos, cuando reacciona todo el reactivo limitante.

Rendimiento Real y Porcentaje de Rendimiento

• Rendimiento real: La cantidad de producto obtenida en una reacción.
• El rendimiento real suele ser menor que el rendimiento teórico debido a factores como la calidad de las sustancias, reacciones secundarias o la imposibilidad de recuperar todo el producto.
• Porcentaje de rendimiento: Indica la cantidad de producto obtenida en relación con la cantidad esperada según los cálculos estequiométricos.
• Porcentaje de rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico) × 100%

Conversión Estequiométrica de Mol a Masa

• Determinar la masa de cloruro de sodio (NaCl) producida cuando 1.25 moles de cloro gaseoso reaccionan con un exceso de sodio.
• La reacción química es la siguiente: Na(s) + Cl2(g) → NaCl(s)
• Información proporcionada:
• 1.25 moles de Cl2(g)
• Objetivo:
  • Calcular los gramos de NaCl producidos.
• Primer paso:
  • Balancear la ecuación para conocer las relaciones estequiométricas:
    • 2 Na(s) + 1 Cl2(g) → 2 NaCl(s)
• Segundo paso:
  • Las relaciones estequiométricas se establecen en moles.
• Tercer paso:
  • Con base en la ecuación balanceada, analizar las relaciones entre el cloro gaseoso y el cloruro de sodio.
  • La relación entre Cl2 y NaCl es 1:2.
  • 2 Na(s) + Cl2 (ac) → 2 NaCl (s)
    • 2 mol Na, 1 mol Cl2, 2 mol NaCl
    • Relación 1:2
• Cuarto paso:
  • Usar la masa molar del NaCl (58.5 g/mol) para convertir moles a gramos
  • 1.25 moles de Cl2 × (2 mol NaCl / 1 mol Cl2) × (58.5 g NaCl / 1 mol NaCl) = 146.25 g NaCl

Conversión Estequiométrica de Masa a Masa

• El nitrato de amonio (NH₄NO₃) es un fertilizante importante, se determina la masa de agua producida a partir de 25.0 g de nitrato de amonio sólido.
• La reacción química es la siguiente: NH₄NO₃(s) → N₂O(g) + H₂O(g)
• Primer paso: Balancear la ecuación para conocer las relaciones estequiométricas:
  • NH₄NO₃(s) → N₂O(g) + 2 H₂O(g)
    • 1 mol NH₄NO₃, 1 mol N₂O, 2 mol H₂O
• Segundo paso: Las relaciones estequiométricas se establecen en moles.
• Tercer paso: Con base en la ecuación balanceada, analizar las relaciones entre el nitrato de amonio y el agua.
  • La relación entre NH₄NO₃ y H₂O es 1:2.
• Cuarto paso: Utilizar la masa molar del H₂O (18.0 g/mol) para convertir las unidades de moles a gramos:
  • 25.0 g de NH₄NO₃ x (1 mol de NH₄NO₃ / 80.0 g NH₄NO₃) x (2 mol H₂O / 1 mol NH₄NO₃) x (18.0 g H₂O / 1 mol H₂O) = 11.25 g H₂O

Cálculo del Porcentaje de Rendimiento

• Se combinan 0.500 mg de nitrato de plata (AgNO3) con un exceso de cromato de potasio (K2CrO4) para formar cromato de plata (Ag2CrO4), determinar el rendimiento teórico del cromato de plata, si se obtiene 0.455 g de cromato de plata en el laboratorio, calcule el porcentaje de rendimiento
• La reacción química es la siguiente: K2CrO4 (ac) + 2 AgNO3(ac) → Ag2CrO4 (s) + 2 KNO3 (ac)
  • 1 mol, 2 mol, 1 mol, 2 mol
• Primer paso: Balancear la ecuación, se permite conocer las relaciones estequiométricas existentes entre reactivos y productos.
• Segundo paso: Las relaciones estequiométricas se establecen en moles
• Tercer paso: Con base en la ecuación balanceada, analizaremos las relaciones entre el AgNO3 y el Ag2CrO4. De acuerdo con la ecuación, la relación entre el AgNO3 (reactivo) y el Ag2CrO4 (producto) es 2:1.
• Cuarto paso: Usando la masa molar del Ag2CrO4 , 331.7 g/mol, convertimos las unidades de moles a gramos.
  • 0.500 g de AgNO3 X (1 mol de AgNO3 / 169.9 g AgNO3) X (1 mol Ag2CrO4 / 2 mol AgNO3) X (331.7 g Ag2CrO4 / 1 mol Ag2CrO4) = 0.488 g Ag2CrO4