ESTEQUIOMETRIA Y BALANCEO DE ECUACIONES

Conceptos que el estudiante debe tener claro:

1. Mol: Cantidad de materia.
2. Peso molecular (PM): Cantidad de materia en una mol
3. Estados de oxidación: Numero de electrones que un átomo en su estado basal puede ganar o perder, para formar un enlace.

Si tienes claro los conceptos anteriores puedes continuar, de lo contrario deberás consultar una química general, o continuar sin la garantía que entiendas el proceso.

Empecemos con ejercicios simples en no se tenga la necesidad de transformar unidades.

Ejemplo 1. Se queman  35 moles de metano CH₄ (560 g/mol) ¿Cuántos gramos de oxigeno se consumen?, ¿Qué cantidad de dióxido de carbono y agua se producen?

CH₄  +  2O₂ → CO₂  + 2H₂O

 Si leemos la ecuación  seria

1 mol de CH₄ reacciona con dos moles de O₂ produce 1 mol de CO₂ y 2 moles de H₂O

O

16 gramos de CH₄ reacciona con 64 O₂ produce 44 gramos de CO₂ y 36  gramos de  de H₂O

Lo primero que se debe hacer es verificar que la ecuación este balanceada, esto implica que la cantidad en moles de cada uno de los elementos sea la misma tanto en los productos (Lado Izquierdo de la ecuación) como en los reactivos (Parte derecha de la ecuación). Una vez garantizado esto procedemos a calculara.

1. Calcular el peso molecular de cada especie química CH₄, O₂, CO₂  y H₂O

CH₄ = (12 g/mol x 1) + (1 g/mol x 4) = 16 g/mol

O₂ = (16 g/mol x 2) = 32 g/mol.

CO₂ = (12 g/mol x 1) + (16 g/mol x 2) = 44 g/mol

        H₂O = (1 g/mol x 2) + (16 g/mol x 1) = 18 g/mol

ó determinar la tabla YC

CH4	16 g/mol
2O2	64 g/mol.
CO2	44 g/mol
2H2O	36 g/mol

 

Ahora recuerden,  siempre partan de la información ofrecida en el problema, se bebe comenzar por lo conocido (35 moles de metano)

Aumentemos el nivel de dificultad.

Ejemplo 2. Se desea producir nitrógeno a gran escala, por lo que un reactor se adiciona 32 toneladas de nitrato de potasio KNO₃ y suficiente potasio. ¿Qué masa de de oxido de potasio y nitrógeno gaseoso se producen?, asumiendo que la eficiencia sea del 100%.

2KNO₃ + 10K → 6K₂O  + N₂ (Recuerde como leer la ecuación)

KNO₃= (39 g/mol x 1) + (14 g/mol x 1) + (16 g/mol x 3) = 101 g/mol

K = 39 g/mol

K₂O = (39 g/mol x 2) + (16 g/mol x 1) = 94 g/mol

N₂ = (14 g/mol x 2) = 28 g/mol

Factores de conversión

1 Tonelada corta = 2000 libras

1 Libra = 453,59 gramos

 

Del factor de conversión anterior podemos determinar que 32 T de nitrato de potasio e igual a 341526,59 moles de nitrato de potasio.

El procedimiento anterior pude realizarse mediante la tabla YC

2KNO3	202 g/mol
10K	390 g/mol
6K2O	564 g/mol
N2	28 g/mol

 

32 toneladas = 29029760 g

Sigamos aumentando la dificultad, incluyendo en el siguiente ejercicio reactivo limite o limitante.

Para entender el reactivo limitante imaginemos que haremos emparedados de pan, jamón y queso… cada emparedado tiene 2 tajadas de pan una rodaja de jamón y una de queso. Si tenemos 20 tajadas de pan, 34 rodajas de jamón y 6 de queso ¿Cuántos emparedados se pueden hacer? ¿la cantidad de emparedados porque está limitada?. Pues bien ustedes estarán pensado que al emparedado le faltan algunas cosas, pero para términos de química están deliciosos.. .. en fin con las 20 tajadas de pan haríamos 20 emparedados, con la 34  rodajas de jamón 34 y 6 rodajas de queso 6 emparedados. Conclusión si contamos con estos ingredientes solamente podemos hacer 6 emparedados de jamón y queso, así tengamos suficiente pan y jamón, por lo que el queso limita la cantidad de emparedados… esto es reactivo limite.

Ejemplo 3. Cuantas toneladas de H₂ se producen al hacer reaccionar en un reactor 0,87 toneladas de Ba y 1500 libras de NH₃. Además determinar

1. Reactivo limite y reactivo en exceso.
2. Masa de reactivo en exceso.
3. Cantidad de Ba₃N₂ producida.

3Ba +  2NH₃ → Ba₃N₂ + 3H₂

Datos

Ba = 137,34 g/mol

NH₃= (14 g/mol x 1) + (1 g/mol x 3) = 17 g/mol

Ba₃N₂ = (137,34 g/mol x 3) + (14 g/mol x 2) = 440,02 g/mol

H₂ = (1 g/mol x2) = 2 g/mol

1. Determinación del reactivo límite y en exceso: para calcular el reactivo límite y el de exceso tomamos las cantidades de los dos reactivos y calculamos cuanto se produciría de un mismo producto con estas cantidades. En nuestro caso calcularemos la cantidad de Ba₃N₂producida a partir de las 0,87 toneladas de Ba y las 1500 lb de NH_3.

 Nos damos cuenta que a partir de las 0,87 toneladas de bario solamente se producen 1915,55 moles de Ba₃N₂, a diferencia las 20011,32  moles que se producirían con las 1500 libras amoniaco. Si hacemos la analogía con los emparedados el Reactivo límite es el bario y el reactivo en exceso es amoniaco.

RE: NH₃

RL: Ba

b.  Habiendo calculado el reactivo límite todos los cálculos se hacen a partir de este.

En total tenemos 680385 g NH₃, de los cuales reaccionaron 65128,81 g a de NH₃, por lo que 615256,16 g de amoniaco no reaccionaron.

Reactivo que reacciono + reactivo sin reaccionar = reactivo total

65128,81 g  de NH₃+ 615256,16 g de NH₃= 680385 g NH₃

_{c.     A partir del RL se determina la cantidad de Ba3N2}

Por último damos Rta a la pregunta inicial, la cantidad de hidrogeno producida.

 

Ojo, la pregunta es cuantas toneladas no cuantos gramos

Ahora, todo el procedimiento utilizando la tabla YC.

3Ba +  2NH₃ → Ba₃N₂ + 3H₂

3Ba	412,02 g/mol
2NH3	34 g/mol
Ba3N2	440,02 g/mol
3H2	6 g/mol

 a. 

RE: NH₃

_{RL: Ba}

b. 

Reactivo que reacciono + reactivo sin reaccionar = reactivo total

65128,81 g  de NH₃+ 615256,16 g de NH₃= 680385 g NH₃

c. 

Por último damos Rta a la pregunta inicial, la cantidad de hidrogeno producida.

 

Introduciremos el concepto de  eficiencia.

 Eficiencia = (Producto Real / Producto teórico) x 100.

Ejemplo 4. Supongamos que el ejemplo 3 la eficiencia de la reacción fuera del 85%, entonces ¿Cuánto nitrógeno y oxido de potasio, se producirían realmente?.

Bien espero que hasta el momento los ejemplos  les sean de gran ayuda. Para terminar este tema y como hemos venido haciendo aumentaremos  la dificultad. Adicionaremos el concepto de pureza.

Muy pocos productos tienen una pureza del 100%, la mayoría de los productos tienen insipiente que disminuyen su pureza, por lo cual se debe familiarizar con este concepto. A continuación daremos algunos  ejemplos.

345 g de glucosa C₆H₁₂O₆ al 78%: esto implica que de  cada 100 gramos de esta glucosa que posiblemente esta hidratada o tiene algún otro excipiente 78 gramos son de glucosa pura y 22 son de agua si esta hidratada o de algún otro material.

Para realizar cualquier cálculo es necesario determinar la cantidad de glucosa pura.

Los subíndices i y p son para indicar que sustancia es impura y cual es pura, esto es opcional. En fin de los 355 g de glucosa al 78% 269,1 g son de glucosa pura.

Ejemplo 5.  De acuerdo a la reacción C₃H₈ + O₂→ CO₂ + H₂O  en un reactor, se queman  2500 lb de CH₃CH₂CH₃  (C₃H₈) al 68% , dentro del reactor hay 15 toneladas de aire. Determinar:

1. La Ecuación balanceada.
2. RL, RE
3. Masa del  reactivo sin reaccionar.
4. Cantidad de dióxido de carbono y agua producidos.  
5. Eficiencia  reactor si la producción real de agua es 1,05 toneladas
6. La cantidad real  de dióxido carbono producida.

 

Datos

C₃H₈ = (12 g/mol x 3)+(1 g/mol x 8) = 44 g/mol

O₂ = (16 g/mol x 2) = 32 g/mol

CO₂ = (12 g/mol x1) + (16 g/mol x 2) = 44 g/mol

Ahora  recordemos que el aire es una mezcla que solamente tiene un 20,99% de 0xigeno. Por tanto

Partiendo de lo gramos de oxigeno puro, determinamos las moles 

a.       C₃H₈ + 5O₂→ 3CO₂ + 4H₂O

b. 

 

RL: C₃H₈

RE: O₂

c.  Cantidad de oxigeno sin reaccionar.

Oxigeno total – oxigeno consumido = oxigeno sin reaccionar

2856256,23 g O₂ -2804011,2 g O₂  = 52245,03 g O₂

d.        Al determinar la cantidad de productos se debe partir del reactivo limitantes

e. Eficiencia

f. Cantidad de dióxido de carbono real producida

Hemos venido realizando cada ejercicio de dos maneras diferentes comprobando la exactitud de las operaciones y a la vez ofreciendo al lector dos caminos de solución.

Realizares el ejemplo 5 utilizando la tabla YC.

a. C₃H₈ + 5O₂→ 3CO₂ + 4H₂O

 

C3H8	44 g/mol
5O2	160 g/mol
3CO2	132 g/mol
4H2O	72 g/mol

b. RL y RE.

c. Cantidad de oxigeno sin reaccionar

d. Cantidad de productos.

Los puntos e y f, se realizan de la misma manera sin importar el método.

Para tener en cuenta: En la mayoría de operaciones no se han cancelado las unidades, esto no indica que no se debe hacer. No se ha realizo en esta página por lo engorroso que se torna la digitación. 

Hemos finalizado el capítulo de estequiometria, pero no se ha tratado el tema de balanceo de ecuaciones. Si alguno de ustedes, apreciados lectores desea el articulo en formato PDF p DOC, solicítelo al correo electrónico drdelgado@unal.edu.co ó licdanielricardo@gmail.com. o simplemente deje un comentario solicitando el documento.