Estequiometría: todo lo que importa

1. definición
   

2. Química
3. ›
4. Química General

LA estequiometría es la forma de calcular las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción química.

Comprende cálculos matemáticos sencillos para conocer la proporción correcta de sustancias a utilizar.

Los principios de la estequiometría se basan en las Leyes de peso, relativas a las masas de elementos químicos dentro de las reacciones químicas. Incluyen:

• Ley de Lavoisier: También llamada “Ley de conservación masiva”. Se basa en el siguiente principio: «La suma de las masas de las sustancias que reaccionan en un recipiente cerrado es igual a la suma de las masas de los productos de reacción«.
• Ley de Proust: También llamada «Ley de proporciones constantes». Está basado en «Una determinada sustancia compuesta está formada por sustancias más simples, siempre unidas en la misma proporción de masa.”.

Por tanto, los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química. Por tanto, la cantidad de átomos de un elemento químico dado debe ser la misma en los reactivos y en los productos.

¿Cómo hacer cálculos estequiométricos?

Hay varias formas de resolver problemas con cálculos estequiométricos. Sigamos algunos pasos para su resolución:

• Paso 1: Escribe la ecuación química con las sustancias involucradas;
• Paso 2: Balancee la ecuación química. Para ello, es necesario ajustar los coeficientes para que los reactivos y productos contengan la misma cantidad de átomos, de acuerdo con las Leyes de Peso (Ley de Proust y Ley de Lavoisier);
• Paso 3: Anote los valores de la sustancia, siguiendo los datos del problema e identificando lo que se requiere;
• Paso 4: Establecer la relación entre el número de moles, masa, volumen. Según los siguientes valores:

• Paso 5: Haga una simple regla de tres para calcular los valores que se piden en la pregunta o problema.

Aprenda más, lea también:

Ejemplo:

1. ¿Cuántos moles de hidrógeno gaseoso se necesitan para formar amoníaco (NH₃), sabiendo que la cantidad de nitrógeno gaseoso es de 4 moles?

Paso 1:NORTE_dos + H_dos = NH₃

Paso 2: en la ecuación las cantidades de átomos no están equilibradas. Hay 2 átomos de nitrógeno y 2 átomos de hidrógeno en los reactivos, mientras que en el producto hay 1 N y 3 átomos de hidrógeno.

Comenzando con nitrógeno, establecemos el coeficiente en el producto: N_dos + H_dos = dos NUEVA HAMPSHIRE₃

El nitrógeno estaba equilibrado en ambos lados, pero el hidrógeno no.

norte_dos + 3 H_dos = 2NH₃. ¡Ahora si!

Paso 3: Valor dado por el ejercicio: 4 moles de N_dos

Monto solicitado para el ejercicio: cuantos moles de H_dos? Nosotros escribimos: x moles de H_dos

Paso 4: Establezca las relaciones correspondientes cuando sea necesario. En este ejemplo no hay necesidad, porque es mol a mol.

En la reacción equilibrada anterior, se observa que la relación es de 1 mol de N_dos que reacciona con 3 moles de H_dos.

Paso 5: Haz la regla de tres.

¡Atención! Siempre coloque los valores de una sustancia sobre sí misma cuando establezca la regla de tres, es decir, en el ejemplo, nitrógeno sobre nitrógeno e hidrógeno sobre hidrógeno, como se muestra a continuación:

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1 (Mol con masa)

1. ¿Cuántos gramos de hidrógeno reaccionan con 5 moles de oxígeno para formar agua?

Resolución

1) H_dos + O_dos = H_dosO

2) Primero equilibre el coeficiente de oxígeno en el producto ⇒ H_dos + O_dos = dos H_dosO.

Y finalmente, equilibra el hidrógeno dos H_dos + O_dos = 2 H_dosO

3) Datos del problema: x gramos de H_dos y 5 moles de O_dos

4) Relación mol a masa: 1 mol de H_dos corresponde a 2 gramos de H_dos (Masa molar).

Por la ecuación balanceada: 2 moles de H_dos reaccionar con 1 mol de O_dos. Por lo tanto, siguiendo la relación anterior 2 moles de H_doscorresponde a 4 gramos

5) Regla de tres: 4 g de H_dos _______ 1 mol de O_dos

x gramos de H_dos _______ 5 moles de O_dos

h xg_dos = 5 moles de O_dos . 4 g de H_dos/ 1 mol de O_dos

x = 20

Luego, 20 gramos de hidrógeno reaccionan con 5 moles de oxígeno para formar agua.

Ejercicio 2 (Mol con volumen)

2. ¿Qué volumen de oxígeno, en litros, se necesita para formar 1 mol de agua líquida (según CNTP)?

Resolución:

1) H_dos + O_dos = H_dosO

2) Como se ve arriba, la ecuación balanceada es: 2 H_dos + O_dos = 2 H_dosO

3) Datos del problema: x litros de O_dos y 1 mol de H_dosO

4) Relación mol a volumen: 1 mol de O_dos corresponde a 22,4L y 1 mol de H_dosEl corresponde a 22,4L

Por la ecuación se necesita 1 mol de O_dos para formar 2 moles de H_dosO. Dado que el ejercicio requiere 1 mol de agua, entonces se necesitará la mitad de esta proporción, o 1/2 mol de O_dos a 1 mol de agua.

5) Reúna la regla de tres: 1 mol de H_dosO _______ 1/2 mol de O_dos

22,4 L de H_dosO _______ x litros de O_dos

x litros de O_dos = 22,4 L de H_dosO . 1/2 mol de O_dos/ 1 mol de H_dosO

x = 11,2

Se necesitan 11,2 litros de oxígeno para formar 1 mol de agua líquida.