Transcript Estequiometria

ESTEQUIOMETÍA
de las
REACCIONES QUÍMICAS
Ecuación química
Para facilitar el estudio (cualitativo y cuantitativo) de los cambios de composición de
los sistemas materiales, se suele utilizar una expresión simbólica de este proceso
conocida como ecuación química. Toda ecuación química consta de dos
miembros y un conector y es una representación simbólica de la reacción
química:………….
Reactivos →
Por ejemplo:
Productos…………………………………..
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Índice de reactivo
Es la relación cuantitativa (expresada en gramos o en moles) entre la cantidad de
un dado reactivo que se pone a reaccionar y la cantidad de ese reactivo que
forma parte de la ecuación química balanceada masicamente.
Si en una reacción química participan dos o más reactivos, la cantidad de
producto obtenido dependerá de aquel que posee menor índice de reactivo (se
habla en este caso de reactivo limitante).
Ejemplo 1.- sea la reacción:
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O
si se pone a reaccionar 50 g de HCl con 65 g de Ca(OH)2 los índices de
reactivo serán:
* para el HCl Ir = 50 g
71 g
* para el Ca(OH)2 Ir = 65 g
74 g
siendo 50 los gramos puestos a reaccionar y 71 la
masa en gramos correspondiente a 2 moles de HCl
siendo 65 los gramos puestos a reaccionar y 74 la
masa en gramos correspondiente a 1 moles de
Ca(OH)2
Ejercicio 2.- sea la reacción:
8HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
si se pone a reaccionar 2 moles de HNO3 con 60 g de Cu los índices de reactivo
serán:
siendo 2 los moles puestos a reaccionar y 8 los moles
* para el HNO3 Ir = 2moles
que forman parte de la ecuación química
8 moles
* para el Cu
Ir = 60 g
195 g
siendo 60 los gramos puestos a reaccionar y 195 la
masa en gramos correspondiente a 3 moles de Cu
Reactivo Limitante: Una reaccion quimica avanza mientras todas las sustancias
reactivos, estan presentes. Por tal motivo, se suele denominar como “reactivo
limitante” a aquel que al consumirse completamente determina o limita la cantidad
de producto formado.
Ejemplo 3. Si 350 g de bromo reaccionan con 40 g de fósforo ¿cuantos moles de
bromuro de fósforo(III) se formarán ?. Según:
6 Br2 + P4 → 4 PBr3
* para el Br2 Ir = 350 g = 0,36 siendo 960 g la masa en gramos de 6 moles de Br2
960 g
*para el P4 Ir = 40 g = 0,32
124 g
siendo 124 g la masa en gramos de 1 mol de P4
Por lo tanto el reactivo limitante es el P4 y los moles de PBr3 a obtenerse puede
calcularse según:
moles de PBr3 = 4  moles de PBr3 = 4.moles de P4= 4. 40 g
moles de P4
1
124 g/mol
 moles de PBr3 = 1,29 moles
Pérdida: hace referencia a la diferencia entre la cantidad (en gramos o en moles)
de producto obtenido y lo que se debería obtener teóricamente (ley de Lavoisier).
Es consecuencia de varios factores entre los que se encuentran la falta de precisión
de los instrumentos de medida y las características propias de todo proceso. La
perdida porcentual (P%) es la relación entre la perdida y la capacidad producida
por reacción respecto de 100% de producción
Ejemplo 4. En laboratorio se prepara O2 según:
2KClO3 → 2KCl + 3 O2
si se parte de 300 g de KClO3 calcular la perdida porcentual si el volumen real
obtenido de O2 fue en CNPT de 60,0 litros.
De acuerdo a la reacción moles de KClO3 = 2  moles de O2 = 3.moles de KClO3
moles de O2
3
2
moles de O2 =1,5 300 g
=3,67 mol
122,5 g/mol
con 122,5 g/mol masa de un mol de
KClO3
Volumen de O2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L
por lo tanto la perdida será:
P = 82,2 L – 60,0 L = 22,2 L
y la perdida porcentual (P%) = 22,2 . 100 % = 27,0 %
82,2
Rendimiento: indica la capacidad de la reacción química a generar producto, en
estrecha relación con la perdida producida se la define como la cantidad neta (real)
de producto que se obtiene en un proceso químico. El rendimiento porcentual (R%)
es la relación entre la cantidad neta (real) de sustancia producida y la cantidad
producida por reacción respecto del 100% de producción.
Ejemplo 5. En laboratorio se prepara O2 según:
2KClO3 → 2KCl + 3 O2
si se parte de 300 g de KClO3. Calcular el rendimiento porcentual si el volumen real
obtenido de O2 en CNPT fue de 60,0 litros.
De acuerdo a la reacción moles de KClO3 = 2
moles de O2
3
moles de O2 =1,5 300 g
=3,67 mol
122,5 g/mol
Volumen de O2 en CNPT = 3,67 mol. 22,4 L/mol = 82,2 L
R% = 60,0
82,2
. 100% = 73,0 %
Pureza: en muchos casos por una cuestión de costos, el o los reactivos puestos
a reaccionar tanto a nivel de laboratorio como industrial vienen acompañados (en
mayor o menor grado según sea su uso) por sustancias, llamadas impurezas, las
que se busca sean inertes a la reacción química. En estos casos se suele definir
el porcentaje de pureza para indicar la cantidad de reactivo neta (útil) y la
cantidad de reactivo puesto a reaccionar respecto de 100%. .
Ejemplo 6. Calcule el porcentaje de pureza de una muestra con sodio metálico,
sabiendo que cuando 3,10 g de esa muestra reaccionan se producen 1,40 litros
de hidrógeno medidos en CNPT según: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
De acuerdo a la ecuación moles de Na = 2 
moles de H2 1




moles de Na = 2. moles de H2 = 2. 1,40
22,4
moles de Na = 0,125  masa de Na = 0,125 moles. 23 g/mol
masa de Na = 2,875 g  cantidad de impurezas = 3,10 g – 2,875 g
cantidad de impurezas = 0,225 g
El porcentaje de pureza será: P % = (3,10- 0,225) .100% = 92,7 %
3,10