Estequiometría y reactivo límite
En la cocina de muchas casas de Bogotá y Medellín arde gas natural, y la llama no se acaba por arte de magia: el metano reacciona con el oxígeno del aire en cantidades muy precisas. ¿Cuánto oxígeno hace falta para quemar cierta cantidad de gas? ¿Cuánto $CO_2$ sale? La estequiometría responde estas preguntas con una receta química exacta.
La ecuación balanceada: la receta
Una ecuación química dice qué sustancias reaccionan (reactivos) y cuáles se forman (productos). Pero la ecuación solo sirve para calcular si está balanceada.
¿Por qué? Porque en una reacción los átomos no se crean ni se destruyen: solo se reordenan. Eso es la conservación de la masa (y es uno de los temas que más se pregunta en el Saber 11). Por eso, de cada elemento debe haber los mismos átomos antes y después de la flecha.
La combustión del metano, principal componente del gas natural que llega a muchos hogares de Bogotá y Medellín, se representa con la ecuación sin balancear…
La combustión del metano, principal componente del gas natural que llega a muchos hogares de Bogotá y Medellín, se representa con la ecuación sin balancear $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$. Balancea la ecuación con los menores coeficientes enteros posibles y escribe cuántos átomos de cada elemento hay en cada lado.
Los coeficientes son moles
En $N_2 + 3\,H_2 \rightarrow 2\,NH_3$ los coeficientes dicen que 1 molécula de $N_2$ reacciona con 3 de $H_2$ para dar 2 de $NH_3$. Como un mol es un paquete enorme de $6{,}022\times10^{23}$ partículas, la misma proporción vale para moles: 1 mol de $N_2$ con 3 mol de $H_2$ da 2 mol de $NH_3$.
Esto se llama relación molar (o razón estequiométrica) y es la herramienta central del apartado.
De la ecuación salen factores de conversión:
| Relación | Factor |
|---|---|
| $N_2$ a $NH_3$ | $\dfrac{1\ \text{mol}\ N_2}{2\ \text{mol}\ NH_3}$ |
| $H_2$ a $NH_3$ | $\dfrac{3\ \text{mol}\ H_2}{2\ \text{mol}\ NH_3}$ |
| $H_2$ a $N_2$ | $\dfrac{3\ \text{mol}\ H_2}{1\ \text{mol}\ N_2}$ |
Observa la ecuación balanceada $N_2 + 3\,H_2 \rightarrow 2\,NH_3$. Escribe la relación molar entre el nitrógeno y el amoníaco, y entre el hidrógeno y el amoníaco.…
Observa la ecuación balanceada $N_2 + 3\,H_2 \rightarrow 2\,NH_3$. Escribe la relación molar entre el nitrógeno y el amoníaco, y entre el hidrógeno y el amoníaco. Explica con tus palabras qué significa que los coeficientes representen moles y no solo moléculas.
En el laboratorio del colegio, Valentina hace reaccionar magnesio con oxígeno según $2\,Mg + O_2 \rightarrow 2\,MgO$. Si dispone de 3 mol de Mg y de oxígeno en exceso,…
En el laboratorio del colegio, Valentina hace reaccionar magnesio con oxígeno según $2\,Mg + O_2 \rightarrow 2\,MgO$. Si dispone de 3 mol de Mg y de oxígeno en exceso, ¿cuántos moles de MgO se pueden obtener? Justifica tu respuesta con la relación molar de la ecuación.
De gramos a gramos
En el laboratorio no se cuentan moles: se pesa en una balanza. Por eso el cálculo típico tiene tres saltos:
-
gramos → moles, dividiendo entre la masa molar;
-
moles → moles, con la relación molar de la ecuación;
-
moles → gramos, multiplicando por la masa molar.
El carbonato de calcio de la roca caliza se descompone al calentarse: $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2$. Santiago calienta 200 g de $CaCO_3$. Usa las masas molares…
El carbonato de calcio de la roca caliza se descompone al calentarse: $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2$. Santiago calienta 200 g de $CaCO_3$. Usa las masas molares $CaCO_3 = 100$ g/mol, $CaO = 56$ g/mol y $CO_2 = 44$ g/mol para calcular la masa de $CaO$ y la masa de $CO_2$ que se forman. Comprueba además que se cumple la ley de conservación de la masa.
Reactivo límite y reactivo en exceso
Para hacer sándwiches necesitas 2 panes y 1 jamón. Si tienes 10 panes y 3 jamones, haces 3 sándwiches y te sobran 4 panes. El jamón limita, aunque haya menos jamones que panes por una razón de receta, no por "tener menos".
En química pasa igual.
Método para encontrarlo:
-
Pasa las masas de ambos reactivos a moles.
-
Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente. El menor cociente corresponde al reactivo límite.
-
Calcula el producto a partir del reactivo límite, nunca del que está en exceso.
El hierro se obtiene en la industria a partir de su óxido según $Fe_2O_3 + 3\,CO \rightarrow 2\,Fe + 3\,CO_2$. Una muestra contiene 160 g de $Fe_2O_3$ y 100 g de $CO$.…
El hierro se obtiene en la industria a partir de su óxido según $Fe_2O_3 + 3\,CO \rightarrow 2\,Fe + 3\,CO_2$. Una muestra contiene 160 g de $Fe_2O_3$ y 100 g de $CO$. Masas molares: $Fe_2O_3 = 160$ g/mol, $CO = 28$ g/mol, $Fe = 56$ g/mol. Determina cuál es el reactivo límite y cuál es el reactivo en exceso, mostrando los cálculos en moles.
Rendimiento de una reacción
Los cálculos anteriores dan el rendimiento teórico: la cantidad máxima de producto si todo sale perfecto. En la práctica se obtiene menos: el rendimiento real.
¿Por qué se obtiene menos? Algunas causas del procedimiento: parte del producto queda pegada en el recipiente o el papel de filtro, se pierde al transferir, la reacción es incompleta, hay reacciones secundarias, o los reactivos no eran puros.
Mariana prepara en el laboratorio 10,0 g de un producto y, según sus cálculos estequiométricos, el rendimiento teórico era de 12,5 g. Calcula el porcentaje de…
Mariana prepara en el laboratorio 10,0 g de un producto y, según sus cálculos estequiométricos, el rendimiento teórico era de 12,5 g. Calcula el porcentaje de rendimiento de la reacción. Luego explica dos posibles causas, relacionadas con el procedimiento experimental, por las cuales el rendimiento real suele ser menor que el teórico.
La fermentación de la glucosa, usada en la producción de etanol, se representa con $C_6H_{12}O_6 \rightarrow 2\,C_2H_5OH + 2\,CO_2$. Masas molares: $C_6H_{12}O_6 = 180$…
La fermentación de la glucosa, usada en la producción de etanol, se representa con $C_6H_{12}O_6 \rightarrow 2\,C_2H_5OH + 2\,CO_2$. Masas molares: $C_6H_{12}O_6 = 180$ g/mol, $C_2H_5OH = 46$ g/mol, $CO_2 = 44$ g/mol. A partir de 900 g de glucosa, una planta obtiene 368 g de etanol. Calcula el rendimiento teórico de etanol, el porcentaje de rendimiento y la masa de $CO_2$ que se produciría si la reacción tuviera un rendimiento del 100 %. Explica qué ocurre con la masa de glucosa que no se convirtió en etanol.
Problema completo: límite, exceso y rendimiento
Ahora se juntan todas las ideas en un solo problema.
¿Por qué manda el reactivo límite? Porque una vez se agota, no hay con qué seguir reaccionando: el exceso de azufre no tiene aluminio con el cual combinarse, igual que sobran panes cuando se acaba el jamón. El producto máximo se calcula siempre con lo que se acaba primero.
Vuelve al principio: en la combustión $CH_4 + 2\,O_2 \rightarrow CO_2 + 2\,H_2O$, por cada mol de metano se necesitan 2 mol de oxígeno y sale 1 mol de $CO_2$. Con 16 g de metano (1 mol) salen 44 g de $CO_2$.
Camilo mezcla 54 g de aluminio con 160 g de azufre para formar sulfuro de aluminio según $2\,Al + 3\,S \rightarrow Al_2S_3$. Masas molares: $Al = 27$ g/mol, $S = 32$…
Camilo mezcla 54 g de aluminio con 160 g de azufre para formar sulfuro de aluminio según $2\,Al + 3\,S \rightarrow Al_2S_3$. Masas molares: $Al = 27$ g/mol, $S = 32$ g/mol, $Al_2S_3 = 150$ g/mol. Determina el reactivo límite, la masa máxima de $Al_2S_3$ que se puede obtener y la masa del reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Si el rendimiento real fue del 80 %, calcula la masa de producto que obtuvo Camilo y argumenta por qué el reactivo límite, y no el que está en mayor cantidad, determina el producto formado.