Estequiometría y Reacciones Químicas: Conceptos Clave y Ejercicios

Estequiometría

Pesos Moleculares y Número de Avogadro

• La estequiometría siempre balancea la ecuación.
• Para calcular los pesos moleculares se usa el número másico de cada elemento de la molécula y se multiplica por la cantidad de átomos que posee. Ej.: H₂O = H 1 x 2 + O 16. 1 mol siempre valdrá 6.02 x 10²³.
• Para saber cuánto pesan los átomos (u) de un elemento se debe establecer una relación (regla de tres) entre los gramos por átomo o molécula y la unidad de masa atómica (u). Ej.:
  6.02 x 10²³ u ---> 3,01 x 10²³ u
  Peso molecular de la molécula ---> X
  K = 39 g/mol: cada 39 g de K habrá 6.02 x 10²³ átomos.
• Para saber cuántas moléculas hay en X moles se multiplican los moles por el número de Avogadro.
• Para saber cuántos moles hay en X gramos se hace una relación entre los gramos que te dan y el peso molecular de la molécula y un mol (regla de tres).
• El peso molecular siempre equivale a un mol.
• Para saber cuántos gramos hay en X moles, se calcula el peso molecular de la molécula y se establece una relación entre ésta, un mol y la cantidad de moles que nos dan (regla de tres).

Cálculo de Moléculas a partir de Gramos

Para saber cuántas moléculas hay en X gramos se deben calcular los pesos moleculares de la molécula y hacer una relación entre un mol y los gramos del peso molecular: 1 mol x gramos dados = X mol / PM. Finalmente se multiplican X moles por el número de Avogadro.

Balance de Ecuaciones

• En toda reacción química se conserva la masa y los átomos.
• El método de tanteo es contar los valores estequiométricos en ambos lados de la ecuación de modo que la cantidad de átomos en ambos lados sea la misma.
• El método algebraico consiste en hallar una incógnita y despejarla.

Para saber el número de moléculas que necesita una molécula para reaccionar con otra hay que establecer una relación en sus valores estequiométricos, y el valor dado. Ej.:
1 CH₄ ---> 2 O₂
500 CH₄ ----> x O₂
2 x 500 = 1000 moléculas de O₂

Tipos de Reacciones

• Síntesis: de dos o más compuestos se forma uno. Ej.: N + O --> NO
• Descomposición: a partir de uno salen dos. Ej.: NO ---> N + O
• Desplazamiento simple: se cambia un elemento por otro. Ej.: Zn + Cu(SO₄) ---> Cu + Zn(SO₄)
• Desplazamiento doble: cambian dos elementos. Ej.: HCl + NaOH ---> H₂O + NaCl

Cálculo del Porcentaje de un Átomo en la Reacción

1. Se calculan los pesos moleculares.
2. Se divide el peso molar de cada átomo en la suma del total de la molécula.
3. Se multiplica por 100.

Fórmula Empírica

Indica la proporción de los átomos en las moléculas simplificados.

Para calcularlo se necesitan los elementos del compuesto y su porcentaje en la molecular.

1. El porcentaje se expresa en gramos.
2. Convertir en moles la masa de los elementos dividiendo los gramos en la masa molecular.
3. Dividir los moles de cada uno en el valor menor que dio anteriormente.

• Siempre serán números enteros.
• El orden dado es el orden de la fórmula.

Fórmula Molecular

Indica el número de átomos en la molécula sin simplificar.

1. Calcular la fórmula empírica.
2. Calcular la masa molar de la fórmula empírica.
3. Dividir la masa molar en la masa molecular de la fórmula empírica.
4. Amplificar los átomos de la fórmula empírica por el coeficiente resultante del paso 3.

Reactivo Limitante y Reactivo en Exceso

• Reactivo limitante: se consume por completo y delimita la cantidad de producto.
• Reactivo en exceso: mayor cantidad y sobran sin reaccionar.

Cálculo del Reactivo Limitante y en Exceso

Nos dan los gramos de cada elemento a reaccionar.

Ejemplo: N₂ + 3H₂ ---> 2NH₃

1. Se calcula el número de moles de cada reactivo, dividiendo los gramos dados en la masa molecular del compuesto sin contar los coeficientes estequiométricos. 55 g / 28 = 1.96 mol N₂ y 55 g / 2 = 27.6 mol H₂.
2. Ahora nos fijamos en los valores estequiométricos y establecemos una relación con los moles, dejamos una incógnita, en este caso el H₂, el menor.
   1 mol de N₂ ---> 3 mol de H₂
   1.96 mol ---> x
   1.96 x 3 = 5.88 moles de H₂
3. En análisis, si el número de moles es menor que el valor dado en el paso 1, el H₂ (la incógnita) sería el exceso, pues se usa menos del que en realidad hay; por el contrario, si el número de moles es mayor, sería el limitante, pues se usa todo.

Rendimiento de una Reacción

Producto que se obtiene cuando finaliza una reacción química, porcentaje que indica la efectividad de una reacción.

% = Rendimiento real / Rendimiento teórico x 100

• Rendimiento real (RR): es siempre menor al teórico, es la masa real de producto que se obtiene en una reacción química.
• Rendimiento teórico (RT): es la masa máxima de producto que se puede obtener al reaccionar todo el producto.

Cálculo del Rendimiento

Nos dan el valor real y debemos saber el valor teórico y real del exceso.

Ejemplo: 2H₂S + SO --> 3S + 2H₂O. Valor real del S = 8.2 g (exceso) H₂S = 6.8 g

1. Sabemos de 2 mol H₂S ---> 3 mol S, así que se establece una relación entre la masa molecular de 2H₂S y 3S.
   H: 1 x 2 = 2. 32 + 2 = 34, por ende H₂S vale 34.
   S: 32, y S vale 32.
   Ahora, como sabes el valor de cada uno, se amplifica por los moles, es decir, 34 x 2 = 68 g y 32 x 3 = 96 g.
2. Ahora, 68 g de H₂S ---> 96 g de S. 6.8 x 96 = 652.8 / 68 = 9.6 g
   Nos dan 6.8 g de H₂S ---> x. El valor teórico es 9.6 g.
3. Finalmente dividimos el rendimiento real 8.2 g / 9.6 g = 0.854 y se multiplica por 100 = 85.4 %.