OBJETIVO.- Aplicar el manejo de ecuaciones químicas en la resolución de problemas de estequiometria.

ECUACIONES QUÍMICAS.-

Una ecuación química es la representación esquemática mediante fórmulas y símbolos de un cambio o reacción química.

Partes de una ecuación química


Reactivos.-
Son las sustancias que reaccionan. Están colocadas antes de la flecha.
Productos.- Son las sustancias que se forman. Están colocadas después de la flecha.

La flecha separa reactivos de productos. Se lee "produce".
Un triángulo sobre la flecha significa "calor". Los reactivos deben calentarse para que la reacción se efectúe.

Coeficientes.- Son los números colocados antes de cada sustancia. Indican el número de moles que reaccionan de cada reactivo y el número de moles que se forman de cada producto.

Algunas veces, la ecuación muestra el estado físico de las sustancias que participan, indicando una letra minúscula entre paréntesis, después de cada sustancia:
(s): sólido (
l): líquido (g): gas

Si la sustancia reacciona o se producen en solución se usa el símbolo (ac) que significa acuoso.


Únicamente en los productos, se pueden utilizar los siguientes símbolos:

Significa que la sustancias que se forma es un precipitado, o sea que
es insoluble.

Significa que la sustancia que se produce se desprende en forma de gas.


A continuación se muestra un ejemplo señalando las partes de la ecuación:

4 Cr (s) + 3 O2 (g)
2 Cr2O3 (s)

 

Esta ecuación se leería así: Cuatro moles de cromo sólido reaccionan con tres moles de oxígeno gaseoso para producir, en presencia de calor, dos moles de óxido de cromo III.

Reactivos: Cromo sólido y oxígeno gaseoso.
Producto: Óxido de cromo III sólido
Coeficientes: 4, 3 y 2

Mg3N2 (s) + 6 H2O (l) 3 Mg (OH)3 (ac) + 2 NH3 (g)


Un mol de nitruro de magnesio sólido reacciona con seis moles de agua líquida y producen tres moles de hidróxido de magnesio en solución y dos moles de trihidruro de nitrógeno gaseoso.

Reactivos: Nitruro de magnesio sólido (MgN2), agua líquida (H2O)
Productos: Hidróxido de magnesio en solución [Mg (OH)2] y trihidruro de nitrógeno gaseoso (NH3 ).
Coeficientes: 1, 6, 3 y 2

Tipos de reacciones químicas
1. Reacciones de combustión.- Sustancias formadas por C, H y a veces, O, reaccionan con oxígeno y producen CO2 (bióxido de carbono) y H2O (agua).

Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)


2. Reacciones de combinación o síntesis.- Dos o más sustancias se combinan para producir un solo compuesto.

Esquema básico:

A + B AB

A y B pueden ser elementos o compuestos, AB representa la fórmula de un compuesto.

Ejemplo:

N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)

3. Reacciones de descomposición.- Una solo compuesto, se descompone en dos o más sustancias que pueden ser elementos y/o compuestos. Esquema básico:

AB
A + B

Ejemplo:

2 KClO3 (s )
2 KCl (s) + 3 O2 (g)
 
MnO2
 


4. Reacciones de desplazamiento sencillo.- Un elemento A reacciona con un compuesto BC, reemplazado a uno de los elementos de dicho compuesto, formando un compuesto AC y un elemento B.
Esquema básico:

A + BC AC + B


Ejemplo:

Cu (s) + 2 AgNO2 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2 Ag (s)

Para que un elemento pueda desplazar a otro, es necesario que el elemento que va a desplazar sea más activo, de lo contrario no hay reacción. A continuación se muestra una tabla con la serie electromotriz de los metales, el hidrógeno y los halógenos.

Metales e hidrógeno Halógenos
Li
F2
k
Cl2
Ba
Br2
Ca
I2
 
Na
 
 
Mg
 
 
Al
 
 
Zn
 
 
Fe
 
 
Cd
 
 
Ni
 
 
Sn
 
 
Pb
 
 
H
 
 
Cu
 
 
Hg
 
 
Ag
 

5. Reacciones de doble sustitución.- Dos compuestos AB y CD intercambian sus elementos.
Esquema básico:

AB + CD AC + BD

Ejemplos:

H2SO4 (ac) + NaCl (ac) HCl + NaHSO4 (ac)
3 KOH (ac) + FeCl2 (ac) 3 KCl(ac) + Fe(OH)3


Balanceo de ecuaciones
Una ecuación correctamente escrita debe presentarse balanceada. La ecuación balanceada muestra en ambos miembros el mismo número de átomos de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción.
Existen varios métodos para balancear una ecuación. En este caso se ilustra un ejemplo de un balanceo por el método de tanteo o de inspección.

Fe (s) + HCl (ac) FeCl2 (ac) + H2 (g)

Paso 1: Poner el símbolo de cada elemento debajo de la flecha de la ecuación. Se prefiere poner al final hidrógeno y oxígenos si están presentes en la ecuación.
Paso 2: En el lado izquierdo se escribe el número de átomos de cada elementos presentes en los reactivos, y del lado derecho el de los productos.

Fe (s) + HCl (ac) FeCl2 (ac) + H2 (g)
 
1- Fe -1
 
 
1- Cl - 2
 
 
1- H - 2
 

Vemos que el Fe está balanceado, pero el cloro no. Ponemos un 2 al HAL para tener dos átomos de cloro en los reactivos. Esto también modifica el hidrógeno y también queda bien, 2 átomos de hidrógeno en cada miembro.

Fe (s) + HAL (ac) FeCl2 (ac) + H2 (g)
 
1-Fe-1
 
 
2-Cl-2
 
 
2-H-2
 

 

ESTEQUIOMETRIA.- Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
Estas relaciones puede ser:

mol-mol
mol-gramos
gramos-gramos
mol-volumen
volumen-gramos
volumen-volumen

La parte central de un problema estequiométrico es el FACTOR MOLAR cuya fórmula se muestra a continuación.

FACTOR MOLAR = [
MOLES DE LA SUSTANCIA DESEADA MOLES DE LA SUSTANCIA DE PARTIDA
]


Los datos para el factor molar se obtienen de los COEFICIENTES DE LA ECUACIÓN BALANCEADA.

Para diferenciar el factor molar de los factores de conversión, se utilizan [corchetes ] para indicar el factor molar y (paréntesis) para los factores de conversión.

 

RELACIONES MOL-MOL


Para la siguiente ecuación balanceada:

4 Al + 3 O2 2 Al2O3


a) ¿Cuántas moles de O2 reaccionan con 3.17 moles de Al?
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?

PASO 1
BALANCEAR LA ECUACIÓN

Como en el problema propuesto la ecuación está ya balanceada, este paso se omite.

PASO 2
Identificar la sustancia deseada y la sustancia de partida.

La sustancia deseada es aquélla sobre la cual se pregunta un dato, y la de partida, es de la que nos dan el dato. Junto a la sustancia deseada se pone lo que me piden: moles, gramos o litros y junto a la de partida el dato. Para el problema propuesto en el inciso a):
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: Al 3.17 moles

PASO 3
Convertir la sustancia de partida a moles.

Si el dato, como en este problema, es en moles, omitimos este paso.

PASO 4
Aplicar el factor molar

 

3.17 moles Al [ 3 moles de O2 4 moles de Al ] = 2.38 moles de O2

 

La operación realizada fue
3.17 x 3 4


.

PASO 5
Convertir el dato a la unidad requerida.

Como en este caso lo que me piden son moles de oxígeno el resultado final es 2.38 moles de O2.
b) A partir de 8.25 moles de O2, ¿cuántas moles de Al2O3 (óxido de aluminio) se producen?

PASO 1
La ecuación está balanceada.

PASO 2
SUSTANCIA DESEADA: Al2O3 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: O2 8.25 moles

PASO 3
El dato está en moles.

PASO 4

8.25 mol O2 [
2 moles de Al2O3 3 moles de O2
] = 5.50 moles de Al2O3

 

La operación realizada fue:
8.25 x 2 3

 

PASO 5
El problema pedía moles de Al2O3, por tanto el resultado es:
5.50 moles de Al2O3

 

RELACIONES MOL-GRAMOS
La siguiente ecuación muestra una reacción de combustión y está balanceada:

2 C8H18 (g) + 25 O2 (g) 16 CO2 (g) + 18 H2O(g)

a) ¿Cuántos gramos de C8H18 (octano) son necesarios para obtener 5.70 moles de CO2 (bióxido de carbono)?
b) Si se obtienen 55.0 g de vapor de agua, ¿cuántas moles de O2 se utilizaron?

Resolución del inciso a)
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.

PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: C8H18 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 5.70 moles

PASO 3: El dato está ya en moles

PASO 4:

5.70 mol CO2
[
2 moles C8H18 16 moles CO2
]
=0.713 moles C8H18

PASO 5:
El problema pide gramos de C8H18 y nosotros tenemos moles, entonces usamos un factor de conversión utilizando la masa molecular del C8H18.

C 8 x12.01 =
H 18 x 1.01 =
98.08 18.18 + 114.26 g

 

0.713 moles C8H18 (
114.26 g
1 mol
) = 81.47 g de C8H18

 

Resolución del inciso b)
PASO 1: La ecuación ya está balanceada.

PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: O2 ? moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: H2O 55.0 gramos

PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar del agua.
H2O

H 2 x 1.01 =
O 1 x 16 =

2.02
16 +
18.02g

 

55.0 g H2O (
1 mol
18.02 g
) = 3.05 mol H2O

PASO 4:

3.05 mol H2O [
25 moles de O2
18 moles de H2O
] = 4.24 mol O2

PASO 5: El dato está en moles que es la unidad requerida.

 

RELACIÓN GRAMOS-GRAMOS

¿Cuántos gramos de HNO3 son necesarios para obtener 100 g de Zn(NO3)2 en base a la siguiente ecuación balanceada?
4 Zn (s) + 10 HNO3 (ac) 4 Zn(NO3)2 (ac) + N2O (g) + 5 H2O (l)

Resolución

PASO 1: La ecuación ya está balanceada.


PASO 2:
SUSTANCIA DESEADA: HNO3 ? gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: Zn(NO3)2 100.0 gramos

PASO 3: El dato está en gramos, por lo tanto tenemos que realizar una conversión a moles con la masa molar del Zn(NO3)2.


Zn(NO3)2

Zn 1 x 65.39 =
N 2 x 14.01 =
O 6 x 16 =
65.39
28.02
96 +
189.41

 

100.0 g Zn(NO3)2 (
1 mol
189.41 g
) = 0.530 molZn(NO3)2

PASO 4:

0.530 mol Zn(NO3)2 [
10 mol HNO3
4 mol Zn(NO3)2
] = 1.33 mol HNO3

PASO 5:
El problema pide gramos de HNO3, y nosotros tenemos moles. Utilizamos un factor de conversión con la masa molar de HNO3.

HNO3,

H 1 x 1.01 =
N 1 x 14.01 =
O 3 x 16.00 =
1.01
14.01
48.00 +
63.02 g

 

1.33 mol HNO3 (
63.02 g
1 mol
) = 83.82 g HNO3




CÁLCULOS CON VOLUMEN

Para realizar cálculos estequiométricos con volumen, es necesario cumplir con tres requisitos:

1) Que la sustancia intervenga en la reacción en estado gaseoso.
2) Que la reacción se lleve a cabo en condiciones normales de temperatura y presión (T = 0°C = 273°K, P = 1 atm).
3) Utilizar el volumen molar de un gas, cuyo valor es 22.4 L/mol.

Volumen molar de un gas.- Es el volumen que ocupa una mol de un gas a condiciones normales de temperatura y presión.

Este dato del volumen molar nos permite establecer el factor de conversión de litros a moles.

1 MOL = 22.4 Litros

La siguiente ecuación balanceada, muestra la reacción de combustión del etano.

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


Calcule:
a) ¿Cuántos litros de oxígeno reaccionan con 3.17 moles de C2H6 (etano)?
b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?
c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?

PASO 1 : La ecuación se muestra ya balanceada.

PASO 2 :

SUSTANCIA DESEADA: O2 litros
SUSTANCIA DE PARTIDA: C2H6 3.17 moles

PASO 3: El dato de la sustancia de partida ya está en moles.

PASO 4: Aplicar el factor molar.

3.27 moles C2H6 [
7 moles de O2
2 moles de C2H6
] = 11.45 moles de O2

PASO 5: El problema pide litros de oxígeno, por tanto aplicamos el volumen molar para establecer el factor de conversión.

11.45 moles de O2 (
22.4 L
1 mol
) = 256.48 L O2

b) ¿Cuántas moles de CO2 (bióxido de carbono) se producen si se obtiene 13. 5 litros de vapor de agua?

PASO 1: La ecuación está balanceada.

PASO 2:

SUSTANCIA DESEADA: CO2 moles
SUSTANCIA DE PARTIDA: H2O 13.5 L

PASO 3: Debemos convertir 13.5 L a moles.

13.5 L H2O (
1 mol
22.4 L
) = 0.60 moles H2O

PASO 4: Como el dato ya está en moles, aplicamos el factor molar.

= 0.60 moles H2O [
4 moles CO2
6 moles H2O
] = 0.40 moles de CO2

 

c) ¿Cuántos gramos de C2H6 (etano) son necesarios para obtener 125 litros de CO2 (bióxido de carbono)?

PASO 1: La ecuación está balanceada.

PASO 2:

SUSTANCIA DESEADA: C2H6 gramos
SUSTANCIA DE PARTIDA: CO2 125 litros

PASO 3: Como el dato está en litros, convertimos a moles con el volumen molar.

125 L CO2 {
1 mol
22.4 L
} = 5.58 mol CO2


PASO 4: Aplicamos el factor molar.

5.58 mol CO2 [
2 mol C2H6
4 mol CO2
] = 2.79 mol C2H6

PASO 5: Convertimos a gramos utilizando el peso molecular.
C2H6

C 2 x 12.01 =
H 6 x 1.01 =
24.02
6.06 +
30.08 g

 

2.79 mol C2H6 (
30.08 g
1 mol
) = 83.92 g C2H6

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