1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-11
ESTEQUIOMETRÍA
2013

2. ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA
En la naturaleza, nuestro organismo y en todas partes a cada instante ocurren transformaciones
químicas que producen innumerables sustancias y mezclas. El concepto más global en ciencias es
materia y se define como cualquier cosa que ocupa un espacio y tiene masa. La materia es
cualquier cosa que se puede tocar y ver, de modo que todo se relaciona con todo (todo está
químicamente unificado).
En química se clasifica y sub-clasifica la materia de acuerdo con su composición, propiedades y forma
de presentarse en la naturaleza. En general, la materia presenta diversas características que pueden
ser comunes a ella (masa, inercia, volumen, peso, entre otras); éstas se denominan propiedades
generales. También presenta características propias (intrínsecas) como brillo, forma, color, sabor,
olor, tamaño y densidad. Éstas son las llamadas propiedades específicas.
Definiciones importantes:
Masa:
Cantidad de materia que tiene un cuerpo.
Peso:
Efecto de la fuerza de gravedad sobre la masa de un cuerpo.
Volumen:
Espacio ocupado por un cuerpo.
Densidad:
Relación entre la cantidad de masa que tiene un cuerpo y el
volumen que ocupa.
Además de lo anterior, los elementos puros pueden presentarse en la naturaleza de diversas
formas, si estas formas están en el mismo estado físico estamos frente al fenómeno llamado
alotropía. El oxígeno es un buen ejemplo de este fenómeno, pues se encuentra en estado natural
como O2 (oxígeno molecular) y O3 (ozono), en ambos casos en estado gaseoso. El carbono
además de ser un átomo muy abundante en la naturaleza también presenta estructuras
alotrópicas (cuatro).
Grafito
diamante
Fulereno
2
Grafeno

3. Composición de la materia
Materia
Todo lo que ocupa
un lugar en el
espacio y tiene
masa.
Materia homogénea
Materia que tiene
composición química
uniforme en todas sus
partes.
Materia heterogénea
Materia de
composición química
variable en todas sus
partes.
Mezcla heterogénea
Formada por dos o más
sustancias en donde cada
una tiene composición
química y apariencia física
diferentes.
Elemento
Sustancia más simple
en la cual todos sus
átomos tienen el
mismo número de
protones en su
núcleo.
Sustancia pura
Materia de
composición
química definida.
Compuesto
Combinación química
de dos o más
elementos
diferentes.
Molécula
Combinación química
de dos o más átomos.
Átomo
Unidad fundamental de la
materia que conserva las
propiedades químicas del
elemento del cual
proviene.
3
Mezcla homogénea
Formada por dos o
más sustancias con
apariencia física y
composición química
uniforme
Solución
formada por uno o
varios solutos y
disolventes.

4. CAMBIOS EN LA MATERIA
CAMBIOS QUÍMICOS
Cuando una transformación es química se verifica un cambio en la naturaleza de la sustancia. Es
una modificación profunda que implica transformaciones en la composición y siempre que ocurre
se generan especies nuevas. Algunos ejemplos son las reacciones de combustión, las
interacciones entre un ácido y una base y las reacciones de transferencia electrónica.
CAMBIOS FÍSICOS
La materia se presenta esencialmente, en nuestro planeta, bajo tres formas o estados de
agregación diferentes: el estado sólido, el estado líquido y el estado gaseoso. Cada uno de ellos
presenta propiedades observables que le son características. Así los sólidos poseen una forma y
volumen propios; los líquidos, por su parte, aunque adoptan la forma del recipiente que los
contiene, poseen un volumen propio que se mantiene constante aun en el caso de ser sometido a
presiones exteriores considerables. Los gases, sin embargo, adoptan la forma del recipiente que
los contiene y ocupan todo su volumen.
Los tres estados generales de la materia son dinámicos, vale decir, un cuerpo puede presentarse
en las 3 formas físicas (ordenamiento) variando, por ejemplo, la temperatura sobre ellos. Esto
define a un cambio físico. Cuando esto ocurre la transformación no afecta la composición de la
sustancia, sino que sólo implica un reordenamiento de sus átomos. Es importante mencionar que
la totalidad de las transformaciones físicas son reversibles, vale decir, la sustancia puede volver a
su estado de agregación inicial.
4

5. Todos los cambios de estado van acompañados por gasto o ganancia de energía. La fusión, la
evaporación (vaporización) y la sublimación ocurren con absorción de energía, mientras que la
solidificación, la congelación (en el caso del agua), la condensación (licuación) y la sublimación
inversa ocurren con liberación de energía.
Aquellos cambios en el estado de agregación que van acompañados de variación en la
temperatura y absorción de energía calórica se denominan endotérmicos, en cambio a los
procesos contrarios se les conoce como exotérmicos.
EL ESTADO GASEOSO
La forma en que las partículas que constituyen una sustancia se reúnen o agregan determina una
buena parte de las propiedades físicas y, entre ellas, su estado de agregación. Las leyes que rigen
el comportamiento de la materia en la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a
partir de teorías que hacen referencia a las interacciones entre sus componentes elementales.
Un gas se define como un estado de agregación en constante movimiento, susceptible a variación
y que tiene como gran condición el enorme estado de desorden de sus componentes. Se
considera, además, un fluido que puede cambiar con la presión y la temperatura.
En términos generales las variables para el estado gaseoso son:
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6. TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
Las moléculas de una sustancia en estado gaseoso están en constante movimiento. En relación a
su tamaño, los espacios entre ellas son muy grandes. El movimiento de las moléculas produce
choques con las paredes del recipiente y entre sí, originando la presión del gas.
En el estudio de estas colisiones debe considerarse el
hecho de que las moléculas siempre se mueven en línea
recta y que los choques son perfectamente elásticos, por
lo tanto, no hay pérdida de energía.
Como ya dijimos, el gas ocupa todo el volumen que se le
ofrece. Por tal motivo, se puede afirmar que el volumen
de un gas es el volumen del recipiente que lo contiene.
El hecho de que los gases sean compresibles es
justificado ya que, el volumen propio de las moléculas es
muy pequeño y están ellas muy alejadas entre sí.
Considerando la ecuación general para la energía cinética: E =
1
mV2
2
Siendo: V = velocidad media de las moléculas y m = masa del gas.
Un aumento de la temperatura, aumenta la energía cinética media de las moléculas del gas. Por lo
tanto, la energía cinética varía en forma proporcional con la temperatura absoluta.
E1
E2
T1
T2
Un aumento de temperatura y, por lo tanto de la energía cinética, también modifica la velocidad
media de las moléculas.
Considerando las variables anteriores, se entiende que cuando las moléculas de un gas colisionan
dentro de un recipiente cerrado puede ocurrir lo siguiente:
Aumenta la presión en el sistema.
Puede elevarse la temperatura.
Hay un aumento en la energía promedio de las partículas.
Si el recipiente tiene un volumen variable, hay un aumento de él conforme aumenta el
número de colisiones.
Puede cambiar el estado físico de un gas si se modifica la presión, la temperatura y el
volumen.
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7. TRANSFORMACIONES GASEOSAS
Se denomina transformación gaseosa a cualquier variación del estado de un gas. Se reconocen 3:
LEYES FÍSICAS DE LOS GASES
LAS EXPERIENCIAS DE ROBERT BOYLE
El estudio de los gases, y en particular del aire, atrajo la atención de los físicos del siglo XVII y
más concretamente la del irlandés Robert Boyle (1627-1691). Las experiencias que le permitieron
establecer su conocida ley consistieron, básicamente, en añadir mercurio a un tubo acodado
suficientemente largo abierto por un extremo y provisto de una llave en el otro. Con la llave
abierta vertió mercurio y su nivel en las dos ramas del tubo se igualó (principio de los vasos
comunicantes). A continuación cerró la llave y añadió sucesivamente cantidades de mercurio
iguales, con lo cual, la presión a la que estaba sometido el gas encerrado en el otro extremo del
tubo, aumentó en igual proporción. Si doblaba el peso de mercurio, el volumen se reducía a la
mitad, si lo triplicaba se reducía a la tercera parte y así sucesivamente. Un análisis cuidadoso de
tales resultados experimentales le permitió, finalmente, enunciar su ley:
A temperatura constante, el volumen de un gas es
inversamente proporcional con la presión que soporta
En el enunciado se cumple que la relación: P V = K (es constante) cuando T = cte.
De lo anterior se deduce que:
P1 · V1 = P2 · V2
Si bien es cierto Boyle no indicó explícitamente que la temperatura debía permanecer constante
durante el experimento, el descubrimiento independiente efectuado por el físico francés Edme
Mariotte (1630-1684) lo puso de manifiesto, completando así las conclusiones del irlandés.
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8. GRÁFICA DE BOYLE
LAS LEYES DE GAY-LUSSAC
En 1830 el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac estudió la dilatación de los gases con la
ayuda de un matraz de vidrio y un tubo capilar acodado en cuyo interior se deslizaba mercurio
líquido. La dilatación de la sustancia gaseosa contenida en el recipiente, pudo observarse, de
forma controlada, sumergiendo el matraz en un baño de agua cuya temperatura variaba a
voluntad. La lectura del volumen del gas sobre la escala graduada y de la temperatura del agua
sobre un termómetro, empleado para tal efecto, le permitió sugerir una relación entre ambas
magnitudes físicas en condiciones de presión constante e igual a la presión atmosférica.
Gay-Lussac concluyó que, a presión constante, el
volumen de un gas aumenta proporcionalmente con el
incremento de temperatura, siendo la constante de
proporcionalidad la misma para cualquier gas. Este
enunciado, que se conoce como primera Ley de GayLussac, se expresa matemáticamente mediante la
ecuación:
V
T
K Por lo tanto,
V1
T1
V2
T2
La primera ley de Gay-Lussac se conoce también
como ley de Charles-Gay-Lussac, ya que fue sugerida
con anterioridad en una forma semejante por Jacques
Charles (1746-1823). Gracias a estos estudios se
pudo extrapolar el volumen de un gas hasta cero
encontrándose la temperatura mínima que puede alcanzar un cuerpo, -273,15 °C, y a partir de
esta, Lord Kelvin, en el año 1848 elaboró la escala de temperatura absoluta (escala de Kelvin).
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9. Experiencias semejantes realizadas manteniendo constante el volumen y estudiando la variación
de la presión con la temperatura permitieron al químico francés establecer la que se conoce como
segunda Ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la presión de un gas aumenta
proporcionalmente al incremento de temperatura, siendo la constante de proporcionalidad la
misma para todos los gases.
Este enunciado, semejante al de la primera ley, se expresa mediante una ecuación similar en la
forma:
Ecuación:
P
K
T
Por lo tanto,
P1
T1
P2
T2
Las leyes de Boyle-Mariotte y de Gay-Lussac sobre el comportamiento de los gases, aunque son
aplicables dentro de una buena aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son tanto
más imprecisas cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los
gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases perfectos o ideales.
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10. LA LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES
Es posible combinar las leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se
expresa en la escala absoluta o Kelvin. La presión es inversamente proporcional con el volumen y
directamente proporcional a la temperatura. Así la ley de Charles-Gay Lussac y la ley de Boyle
unidas quedarían:
PV
T
K
con lo cual,
P1V1
T1
P2 V2
T2
Lo que indica que el producto del volumen de un gas por su presión dividido por su temperatura
absoluta es una cantidad constante. Ello significa que una muestra gaseosa dada puede
evolucionar de un estado inicial a otro final cambiando en el proceso su presión, su volumen o su
temperatura, pero siempre que la cantidad PV/T no varíe. La constante de proporcionalidad
depende de la cantidad de sustancia gaseosa, (n) considerada.
De lo anterior se deduce que:
PV
nT
R(constante)
PV=nRT
Donde n es el número de moles de la muestra gaseosa considerada y R una constante para los
gases de valor:
0,082 atm L/(K mol)
Las experiencias de Boyle y de otros físicos de la época pusieron claramente de manifiesto que los
gases podían comprimirse y expandirse. Pero, ¿cómo explicar estas propiedades que los
diferenciaban claramente de los líquidos y los sólidos? Las ideas de los atomistas griegos
influyeron en Boyle de tal manera que propuso dos explicaciones alternativas para el
comportamiento de los gases basadas ambas en la hipótesis de que la materia estaba compuesta
de partículas indivisibles o átomos.
Las ideas tímidamente expuestas por Boyle respecto de la posibilidad de un modelo cinético
fueron desarrolladas por el físico suizo Daniel Bernouilli (1700-1782). Según Bernouilli los átomos
o corpúsculos de gas, debido a su pequeño tamaño, se encontraban en un enorme número aun en
pequeños volúmenes gaseosos. Su movimiento incesante producía choques entre sí y con las
paredes del recipiente. Esta innumerable cantidad de impactos de los corpúsculos gaseosos
explicaba el efecto observable de la presión del gas y, por tanto, su expansibilidad.
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11. LA LEY DE AVOGADRO
Considere la siguiente situación:
Dos cilindros que contienen el mismo gas se encuentran a la misma temperatura y presión. Un
cilindro contiene un mol de gas y el otro contiene dos moles de gas. En estas condiciones es fácil
deducir que el segundo cilindro contiene por lo menos el doble de volumen de gas que el primero,
eso precisamente es lo que dice la ley de Avogadro.
En 1811, estableció la ley que lleva su nombre:
“DOS VOLÚMENES IGUALES DE CUALQUIER GAS, A LA MISMA TEMPERATURA
Y PRESIÓN, CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE MOLÉCULAS”.
De acuerdo a esta ley, el volumen de un gas ideal a temperatura y presión fijas sólo depende la
cantidad de materia involucrada (moles), en otras palabras, volúmenes iguales de gases
encerrados a la misma temperatura y presión, contienen la misma cantidad de partículas (moles)
independiente de las masas de cada gas involucrado.
EL NÚMERO DE AVOGADRO
El concepto de MOL, siempre lleva a confusión, no sólo por la estratosférica cifra que corresponde,
además, es un parámetro bastante abstracto y de compleja lectura. Sin embargo, es trascendente
para los posteriores estudios de estequiometría y soluciones.
Amedeo Avogadro fue un químico y físico italiano. Se dedicó al estudio de la física y la química
molecular. Formuló definiciones exactas de los conceptos de átomo, molécula y equivalente.
El número de moléculas en un mol ahora se llama el número de Avogadro. Debemos mencionar que
Avogadro, por cierto, no tenía ningún conocimiento del mol, o del número que iba a llevar su nombre.
Como sabemos hoy, el número de Avogadro es muy grande, el valor actualmente aceptado es
6,0221367·1023.
El MOL es una cifra, inconmensurable que sólo podría ser útil para contabilizar entidades que por su
tamaño no son cuantificables. Por esta razón, el mol se utiliza para establecer el número de átomos,
moléculas, iones, partículas, electrones, etc.
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12. Por definición MOL es una cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades
elementales como el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. Los científicos estaban
convencidos de que el número de átomos de carbono que hay en 12 gramos de carbono (o el número
de átomos en cualquier peso atómico gramo) debía ser muy grande. Pero no tenían idea de su
magnitud hasta que Josef Loschmidt intentó medir en 1865 el tamaño de las moléculas de aire.
Loschmidt encontró que las moléculas tenían alrededor de una millonésima de milímetro de diámetro,
lo cual significa que un peso molecular gramo debe contener 4·1022 moléculas. Esta estimación no fue
del todo mala tratándose de un primer intento.
Las mediciones posteriores, con base en diversas estrategias, han mostrado que el diámetro real de
las moléculas de aire es un poco más pequeño que el determinado por Loschmidt y que el número de
moléculas presentes en un peso molecular gramo es de 6,02·1023.
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS
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13. MASA ATÓMICA Y MASA MOLAR
Se entiende por masa atómica (o peso atómico) de un elemento como “la masa exactamente
igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12”, ésta se expresa en unidades u.m.a
1
· m C12 = 1 u m a
12
1 u m a = 1,66 ∙ 10-24 g
Así cuando nos referimos a la masa atómica o comúnmente llamado “peso atómico” estamos
hablando de un átomo. En las tablas de pesos atómicos no aparecen valores enteros, puesto que
los valores que allí se tabulan son promedios de las masas atómicas de los isótopos, considerando
sus abundancias en la naturaleza.
La masa molar de un elemento es la masa de 1 mol de átomos del mismo y equivale a su
masa en u.m.a expresada en gramos.
Un ejemplo: la masa atómica del helio es 2; por lo tanto, 2 gramos de helio equivalen a 1 mol de
átomos, así que la masa molar para el helio es 2 gramos.
De lo anterior se deduce que:
masa molar = masa / Nº de moles
La unidad para la masa molar es gramos/mol.
De la misma forma, la masa molar de una molécula es la masa molecular (u.m.a.) expresada en
gramos
Masa o peso molecular CuSO4 = (mcu + ms + 4 mo) uma.
CuSO4 = (53,5 + 32 + 4
16) uma = 159,5 uma.
masa molar CuSO4 = 159,5 g/mol.
Algunos ejemplos:
Masas atómicas: H =
1;
C = 12;
P = 31;
Cl = 35,5
Observar que el Carbono se presenta en forma atómica, por lo que no es correcto referirse a
este como una molécula.
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14. VOLUMEN MOLAR
De acuerdo con la ley de Avogadro: un gas sometido a la presión de 1 atmósfera y 0 ºC
ocupa un volumen exacto de 22,4 Litros.
Las condiciones antes mencionadas se conocen como condiciones normales. La predicción es
válida para cualquier gas y es independiente del valor de su peso molar.
Determina los siguientes parámetros (asume condiciones normales de temperatura y presión):
Nº de Moles de
moléculas
Nº de Moles de
átomos
Nº de
moléculas
Nº de átomos
11,2 L de Ne
33,6 L de HCl
FÓRMULA QUÍMICA
La fórmula química de un compuesto, nos indica la proporción de átomos que se combinan o de
los moles de átomos combinados.
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15. FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR
La fórmula empírica de un compuesto representa la proporción mínima de átomos que hay en la
molécula de dicho compuesto.
La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en la molécula de
compuesto.
ESTEQUIOMETRÍA
Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química. Muestra las
sustancias que reaccionan (reactivos o reactantes) y a las sustancias obtenidas (productos). Esta
representación nos indica además las relaciones entre las sustancias que participan de la reacción.
REACTIVOS
PRODUCTO
+
2 NH3
1 N2
3 H2
COE FICIE NTE S
E S TE QUIOM É TRICOS
Los números que aparecen antes de cada sustancia, se conocen como coeficientes
estequiométricos, éstos expresan la relación o proporcionalidad, entre reactivos y producto y
adoptan como valor un número entero, positivo.
Otro ejemplo
C
+
O2
CO2
En el ejemplo anterior la cantidad de C en reactantes y producto es la misma, al igual que para el
oxígeno, por lo tanto se dice que la reacción está correctamente balanceada. Todos sus
coeficientes estequiométricos toman el valor 1.
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16. RELACIÓN ENTRE MOLES (coeficientes estequiométricos)
Tomemos un ejemplo trivial; la formación de agua a partir de sus elementos gaseosos:
Los coeficientes estequiométricos (2, 1 y 2 respectivamente) representan la relación directa entre
moles de las diferentes sustancias. De modos que si reaccionan, por ejemplo 1,5 moles de
hidrógeno, la cantidad de oxígeno necesario no podría ser de 1 mol. Entonces, ¿Cuánto oxígeno se
requiere? ¿Cuánto producto se forma?
Para responder lo anterior basta con una simple ecuación matemática:
2H2
2 moles
1,5moles
O2
1 mol
?
2H2O
2 moles
?
Moles de oxígeno necesarios = 1,5·1 / 2 = 0,75 moles
2H2
2 moles
1,5moles
O2
1 mol
0,75moles
2H2O
2 moles
?
Moles de agua formada = 1,5·2 / 2 = 1,5 moles
Finalmente obtenemos:
2H2
2 moles
1,5moles
O2
1 mol
0,75moles
2H2O
2 moles
1,5moles
RELACIÓN ENTRE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Aquí se requiere que los coeficientes estequiométricos sean números enteros (en ningún caso
decimales), puesto que resulta obvio entender que no existe la posibilidad de obtener
exactamente la mitad de una molécula ni tampoco la mitad de un átomo.
Recordar que ante una ecuación dada, primero se debe balancear.
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17. RELACIÓN ENTRE VOLÚMENES
Esta relación sólo es válida para sustancias en estado gaseoso. En condiciones normales de
temperatura y presión (1 atm y 0 ºC), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 Litros
(ley de Avogadro). Además si la temperatura y presión de reactivos y productos es la misma
(cualquiera que estas sean) el volumen es proporcional a la cantidad de moles.
Considerando la ecuación de formación del agua, esta vez todos sus componentes en estado
gaseoso y en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).
Note que los volúmenes, al igual que los moles no son aditivos.
Ejercicio:
Según la reacción de formación del agua, en CNPT:
2H2(g) + O2(g)
2H2O(g)
¿Cuántos Litros de agua se formarán, al hacer reaccionar 3 moles de O 2, en las mismas
condiciones?
Respuesta:
1.
Se establece la relación entre agua y oxígeno.
2.
Como no se menciona el hidrógeno, se asume una cantidad suficiente para que ocurra la
reacción.
O2
1 mol
3 moles
2H2O
2 moles
X
La cantidad, en moles, de agua formada es 6, pero como el razonamiento debe ser en unidades
de volumen, entonces:
1 mol
22,4 L
6 moles
x
La cantidad de agua, en Litros, formada es de 134,4.
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18. RELACIÓN ENTRE MASAS
Primero se deben calcular las masas molares de cada uno de los componentes, éstas se obtienen
de las masas atómicas, directamente de la tabla periódica.
Masas atómicas
H=1
O = 16
Como se trata de hidrógeno molecular su masa molar es de 2 gramos y la masa molar del oxígeno
es 32 gramos (masas exactas de 1 mol de moléculas), sin embargo los coeficientes
estequiométricos, nos indican cantidades molares distintas, por lo tanto, puede inferirse que:
(Observar que se cumple el principio de conservación de la materia, enunciado por Lavoisier)
Ejercicio:
La siguiente reacción ocurre en CNPT
2H2(g) + O2(g)
2H2O(g)
Con 11,2 Litros de hidrógeno, ¿cuántos gramos de agua pueden formarse?
Respuesta:
Se recomienda transformar cada unidad informada a alguna otra en cada componente de la
reacción (mol) y finalmente hacer la transformación a gramos.
2H2
2 moles
0,5 moles
2H2O
2 moles
X
En CNPT 11,2 Litros de hidrógeno corresponden a 0,5 moles, por consiguiente se forman 0,5
moles de agua
2H2
2H2O
2 moles
2 moles
0,5 moles
0,5 moles
Se debe transformar los 0,5 mol en unidad de masa (gramo)
1 mol de agua equivale a 18 gramos, entonces
0,5 moles de agua equivalen a 9 gramos.
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19. REACTIVO LIMITANTE
Es necesario mencionar que la gran mayoría de las reacciones químicas no ocurren en un 100%,
de modo que casi siempre sobran cantidades de algún reactivo (adicionado en exceso)
Un ejemplo:
2H2(g) + O2(g)
2H2O (g)
Con 2 moles de H2 y 0,5 moles de O2 en CNPT, ¿cuántos moles de agua pueden formarse?
Respuesta:
2 H2
2
O2
1
2 H2O
2
La relación entre moles, se obtiene directamente de la ecuación de reacción, de modo que
debe calcular por separado la cantidad de producto que cada reactivo podría generar
2 H2
2
2 H2O
O2
0,5
2
se
2 H2O
1
La cantidad de producto real es el mínimo valor obtenido, en este caso 1 mol y el reactivo que lo
produce es el reactivo limitante (O2), el otro compuesto se denomina reactivo en exceso (H2).
Para calcular cuánto del reactivo en exceso sobra se debe hacer un cálculo similar, considerando
los coeficientes estequiométricos de los reactivos y utilizando como dato la cantidad de reactivo
limitante:
O2
0,5
2 H2
1
Para finalizar se resta la cantidad inicial menos lo consumido, en este caso:
2 moles – 1 mol = 1 mol de H2 en exceso.
DMTR-QM11
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