Estequiometría

Solapas principales

La estequiometría nos permite conocer la relación entre las cantidades de los compuestos que participan en una  reacción química.  Si nos fijamos en los coeficientes estequiométricos de la  ajustada para la síntesis del amoniaco, \(N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3\), podemos deducir que una molécula (o mol) de nitrógeno reacciona con tres de hidrógeno para formar dos de amoniaco.

¿Cuántos gramos de amoniaco se obtendrán a partir de 5,00 gramos de nitrógeno?

\begin{equation}\bbox[5px,border:2px solid red]{\color{red}{5,00\; g\; N_2\cdot \frac{1\;mol\; N_2}{ 28,01\;g\;N_2}\cdot \frac{2\;mol\;NH_3}{1\;mol\;N_2}\cdot\frac{17,00\;g\;NH_3}{1\;mol\;NH_3}=6,07\;g\;NH_3}}\end{equation}

Veamos como ejemplo la reacción de combusitión del hidrógeno.

\begin{equation} 2H_2(g)+O_2(g)\rightarrow H_2O(l) \end{equation}

Los coeficientes de la ecuación (coeficientes estequiométricos) permiten conocer las relaciones en moles en las que las diferentes sustancias participan en la reacción.  Así, podemos hacer la siguientes afirmaciones:
  • Por cada dos moles que reaccionan de hidrógeno se producen dos moles de agua.
  • Cada mol de oxígeno consumido produce dos moles de agua.
  • Dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno.
  • Ejemplo 1. ¿Cuántos moles de agua se producen en la reacción anterior cuando se queman 2.72 moles de hidrógeno en exceso de oxígeno?

La estequiometría de la reacción nos indica que cada dos moles de hidrógeno que reaccionan se producen dos moles de agua.  Podemos escribir los siguientes factores de conversión. \begin{equation} 2.72\;mol\;H_2Ox\frac{2\;mol\;H_2O}{2\;mol\;H_2}=2.72\;mol\;H_2O \end{equation}

Ejemplo 2. ¿Qué masa de agua se produce al reaccionar 4.16 g de $H_2$ con exceso de oxígeno?

Para resolver este ejercicio seguiremos la siguiente estrategia: (1) pasar los gramos a moles; (2) utilizar la estequiometría para calcular los moles de agua producidos; (3) pasar los moles de agua a gramos.

\begin{equation} 4.16\;g\;H_2x\frac{1\;mol\;H_2}{2.016\;g\;H_2}x\frac{2\;mol\;H_2O}{2\;mol\;H_2}x\frac{18.02\;g\;H_2O}{1\;mol\;H_2O}=37.2\;g\;H_2O \end{equation} Ejemplo 3. ¿Qué masa de oxígeno se consume en la combustión de 8.68 g de hidrógeno?

Las etapas a seguir son: (1) convertir los gramos de hidrogeno a moles; (2) la estequiometría nos dice que 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno; (3) convertir los moles de oxígeno a masa. \begin{equation} 6.86\;g\;H_2x\frac{1\;mol\;H_2}{2.016\;g\;H_2}x\frac{1\;mol\;O_2}{2\;mol\;H_2}x\frac{32.00\;g\;O_2}{1\;mol\;O_2}=54.4\;g\;O_2 \end{equation} En los factores de conversión también podemos incluir volumen, densidad y composición porcentual.

Ejemplo 4. Sea la reacción $2Al(s)+6HCl(ac)\rightarrow 2AlCl_3(ac)+3H_2(g)$.  Determinar el volumen de la disolución de HCl (28$\%$ en masa y densidad 1.14 g/mL) necesarios para reaccionar completamente con 1.87 g de Al.

Las etapas para la resolución del problema son las siguientes: (1) Convertir los gramos de Al a moles; (2) utilizar la estequiometría de la reacción, sabiendo que 2 moles de aluminio reaccionan con 6 moles de HCl, para obtener el HCl requerido; (3) pasar los moles de HCl a gramos; (4) utilizar el porcentaje en peso para obtener los gramos de disolución de HCl; (5) con la densidad convertir masa a volumen.
\begin{equation} 1.87\;g\;Alx\frac{1\;mol\;Al}{26.98\;g\;Al}x\frac{6\;mol\;HCl}{2\;mol\;Al}x\frac{36.46\;g\;HCl}{1\;mol\;HCl}x\frac{100\ g\ dis.\ HCl}{28\ g\ HCl}x\frac{1\ mL\ dis.\ HCl}{1.14\ g\ dis.\ HCl}=23.8\ mL\ dis.\ HCl \end{equation}