Cálculos estequiométricos en cambios químicos
En la estufa de la casa arde el gas de la pipeta. Si la familia quema cierta cantidad de gas, ¿cuánto dióxido de carbono sale al aire y cuánto oxígeno se consume? Una balanza no cuenta moléculas, pero la química tiene una forma de pasar de gramos a «paquetes de partículas» y de ahí a la respuesta. Eso es la estequiometría, y al final de la página resolverás esta pregunta.
El mol y la masa molar
Las partículas son tan pequeñas que en una pizca de sal hay billones de ellas. Para no contar de una en una, los químicos usan una «docena gigante»: el mol.
La masa molar $M$ es la masa de un mol de la sustancia y se expresa en g/mol. Se obtiene sumando las masas atómicas de la tabla periódica, tantas veces como átomos haya en la fórmula. La masa de una muestra y sus moles se relacionan así:
Calcula la masa molar del carbonato de calcio, $CaCO_3$, con Ca = 40, C = 12 y O = 16 (en g/mol). Luego determina cuántos moles hay en 50 g de esta sustancia.
Calcula la masa molar del carbonato de calcio, $CaCO_3$, con Ca = 40, C = 12 y O = 16 (en g/mol). Luego determina cuántos moles hay en 50 g de esta sustancia.
La ecuación balanceada como receta
Una receta de arepas dice: 2 tazas de harina por 1 de agua. Con el doble de harina, el doble de agua. Una ecuación química balanceada funciona igual, pero sus coeficientes se leen en moles.
$$2\,\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$$Se lee: 2 mol de $\text{H}_2$ reaccionan con 1 mol de $\text{O}_2$ y producen 2 mol de $\text{H}_2\text{O}$. De ahí salen relaciones molares (factores de conversión):
$$\frac{1\ \text{mol O}_2}{2\ \text{mol H}_2} \qquad \frac{2\ \text{mol H}_2\text{O}}{2\ \text{mol H}_2} \qquad \frac{2\ \text{mol H}_2\text{O}}{1\ \text{mol O}_2}$$Según la ecuación balanceada $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$, ¿cuántos moles de $O_2$ se necesitan para reaccionar completamente con 4 mol de $H_2$? ¿Cuántos moles de…
Según la ecuación balanceada $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$, ¿cuántos moles de $O_2$ se necesitan para reaccionar completamente con 4 mol de $H_2$? ¿Cuántos moles de $H_2O$ se forman? Explica qué relación molar usaste.
La síntesis del amoníaco se representa con $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$. Si dispones de $N_2$ en exceso y reaccionan 6 mol de $H_2$, calcula cuántos moles de $NH_3$ se…
La síntesis del amoníaco se representa con $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$. Si dispones de $N_2$ en exceso y reaccionan 6 mol de $H_2$, calcula cuántos moles de $NH_3$ se producen. Escribe la relación molar que utilizas.
De masa a masa: el camino de tres pasos
En el laboratorio y en la industria se pesan gramos, no moles. Por eso casi todo problema sigue el mismo camino:
Esa comprobación es la ley de conservación de la masa: la masa de los reactivos que reaccionan es igual a la de los productos formados.
La caliza se descompone con calor según $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2$. Con masas molares $CaCO_3 = 100$ g/mol y $CaO = 56$ g/mol, calcula la masa de $CaO$ que se…
La caliza se descompone con calor según $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2$. Con masas molares $CaCO_3 = 100$ g/mol y $CaO = 56$ g/mol, calcula la masa de $CaO$ que se obtiene al descomponer completamente 200 g de $CaCO_3$. Calcula además cuántos moles de $CO_2$ se liberan.
Gas de pipeta: la combustión del propano
Volvamos a la pregunta inicial. La pipeta de gas contiene propano, que arde así:
$$\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \rightarrow 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}$$Una familia quema 440 g de propano ($C_3H_8$, 44 g/mol) en la estufa. La reacción es $C_3H_8 + 5O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O$, con $O_2 = 32$ g/mol, $CO_2 = 44$ g/mol y…
Una familia quema 440 g de propano ($C_3H_8$, 44 g/mol) en la estufa. La reacción es $C_3H_8 + 5O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O$, con $O_2 = 32$ g/mol, $CO_2 = 44$ g/mol y $H_2O = 18$ g/mol.
- a) Calcula los moles de propano que reaccionan y los moles de $O_2$ necesarios.
- b) Calcula la masa de $CO_2$ y la masa de $H_2O$ que se producen.
- c) Comprueba que la masa de reactivos es igual a la masa de productos y comenta por qué esto confirma la conservación de la masa.
Reactivo límite
Para armar sándwiches necesitas 2 panes y 1 jamón. Si tienes 10 panes y 3 jamones, solo haces 3 sándwiches: el jamón se acaba primero. En una reacción, el reactivo límite es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma. El otro es el reactivo en exceso y sobra.
Se hacen reaccionar 10 g de hidrógeno ($H_2$, 2 g/mol) con 64 g de oxígeno ($O_2$, 32 g/mol) para formar agua según $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ (18 g/mol). a)…
Se hacen reaccionar 10 g de hidrógeno ($H_2$, 2 g/mol) con 64 g de oxígeno ($O_2$, 32 g/mol) para formar agua según $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$ (18 g/mol).
- a) Determina cuál es el reactivo límite y cuál está en exceso.
- b) Calcula la masa de agua que se forma.
- c) Calcula cuánto reactivo en exceso sobra sin reaccionar.
En soluciones, los moles salen de la concentración: $n = c\cdot V$, con $c$ en mol/L y $V$ en litros. Por ejemplo, 100 mL de HCl 2,0 mol/L contienen $2{,}0\cdot 0{,}100 = 0{,}20$ mol.
En un experimento se agregan 25,0 g de zinc ($Zn$, 65,4 g/mol) a 100 mL de una solución de ácido clorhídrico de concentración 2,0 mol/L. La reacción es…
En un experimento se agregan 25,0 g de zinc ($Zn$, 65,4 g/mol) a 100 mL de una solución de ácido clorhídrico de concentración 2,0 mol/L. La reacción es $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2$.
- a) Determina cuántos moles de cada reactivo hay y cuál es el reactivo límite.
- b) Calcula la masa de hidrógeno gaseoso ($H_2$, 2,0 g/mol) que se produce.
- c) Calcula la masa de zinc que queda sin reaccionar y argumenta qué ocurriría con la cantidad de $H_2$ si duplicaras el volumen de la solución de HCl.
Rendimiento de una reacción
El producto que predice el cálculo es el rendimiento teórico: lo máximo posible. En la práctica se obtiene menos, el rendimiento real. Su cociente es el porcentaje de rendimiento:
$$\%\text{ rendimiento}=\frac{\text{masa real}}{\text{masa teórica}}\cdot 100$$El rendimiento real baja por reacciones incompletas, productos que se pierden al separarlos, impurezas en los reactivos o reacciones secundarias.
En un reactor se hacen reaccionar 7,0 g de nitrógeno ($N_2$, 28 g/mol) con hidrógeno en exceso según $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$ ($NH_3$, 17 g/mol). Se recogen 6,8 g…
En un reactor se hacen reaccionar 7,0 g de nitrógeno ($N_2$, 28 g/mol) con hidrógeno en exceso según $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$ ($NH_3$, 17 g/mol). Se recogen 6,8 g de amoníaco.
- a) Calcula el rendimiento teórico, es decir, la masa máxima de $NH_3$ posible.
- b) Calcula el porcentaje de rendimiento de la reacción.
- c) Menciona dos razones por las que el rendimiento real puede ser menor que el teórico.