Estequiometria De Gases (Tomado De Fuentes)

Problemas de Estequiometría de gases
La estequiometría trata del cálculo químico de cantidades de componentes que intervienen en una reacción química dados al menos la cantidad de uno de ellos.
La estequiometría de gases se aplica en aquéllos casos en ,los que interviene un gas o varios en la reacción, se dispondrá de datos volumínicos para determinar el volúmen de algún componente.
Hay trestipos de problemas de Estequiometría de gases:
Moles-Volúmen (o Volúmen-Moles)
Peso-Volúmen (o volúmen-peso)
Volúmen-Volúmen
1. Estequiometría. Moles-Volúmen.
Si nos dan los moles de cada componente y se desea hallar el volúmen de cada uno en la muestra, nos deben de informar de temperatura y presión a la que tiene lugar el proceso.
Convertimos moles iniciales en moles finales usando loscoeficientes de la reacción química ajustada
Convertimos moles finales a volúmen final usando la ecuación de la Ley de Gases Ideales.
Aquí ponemos un ejemplo para su mejor comprensión:
Dado el Proceso de Síntesis de Haber:
N2(g) + 3H2(g) -----> 2NH3(g)
¿Cuantos litros de NH3 pueden obtenerse a 27 ºC y a una presión de 760 torr, si se consumen 20 moles de N2?
Convertimos moles dados a molesfinales:
Según la reacción ajustada:
1 mol N2 = 2 moles NH3
20 moles N2 * 2 moles NH3 / 1 mol N2 = 40 moles NH3 obtenidos
Convertimos moles finales a litros finales:
Usando la ecuación de la Ley de Gase Ideales PV = nRT y R=0.0821 litro-atm / mol-ºK, nos aseguraremos de convertir las temperaturas siempre a ºK y la presión a atm.
P = 760 torr * 1 atm / 760 torr = 1 atm
T = 27 + 273 = 300 KResolviendo la ecuación para V = nRT / P = (40 moles NH3) (0.0821 litro-atm / mol-ºK) (300 K) / 1 atm = 985.2 litros NH3
Otro ejemplo:
¿Cuantos litros de O2 deberán obtenerse a 37 ºC y 1520 torr si 2 moles de KClO3 se descomponen de acuerdo con la siguientte reacción ajustada.:
2KClO3 ------> 2KCl + 3O2(g)
Siempre compruébese las respuestas con el enunciado y revísense los cálculos.
Dado elvolúmen de un componente gaseoso en una muestra y que se desea saber los moles de componente tenemos el caso inverso al anterior.

2. Estequiometría. Peso-Volúmen.
Dado el peso de uno de los componentes, encontarr el vlúmen de uno delos componentes gaseosos a una temperatura y presión dadas.:
Convertir peso dado a moles dividiendo el peso molecular por el peso dado.
Convertir moles dados amoles finales mediante la reacción ajustada.
Convertir moles finales a litros finales usando PV = nRT
Ejemplo:
¿Cuantos litros de H2 serán necesarios a 300 1K y 3 atm para consumir 56 g de N2?
N2 + 3H2 ------> 2NH3
Convertimos 56 g N2 a moles de N2: 56 g N2 * 1 mol N2 / 28 g N2 = 2 moles N2
Convertimos moles de N2 a moles de H2 con los coeficientes de la reacción ajustada:
2 moles N2 * 3moles H2 / 1 mol N2 = 6 moles H2
Convertimos 6 moles H2 a litros de H2 usando PV = nRT
V = nRT / P = (6 moles H2) (0.0821 litro-atm / mole-K) (300 K) / 3 atm = 49.26 litros H2
Otro ejemplo para resolver:
¿Cuantos litros de O2 se obtendrán a 27 ºC and 1 atm en la descomposicion de 367.8 g de KClO3?
2KClO3 ---> 2KCl + 3O2(g)

3. Estequiometría.Volúmen a Volúmen.
Los de Volúmen a Volúmenson más fácil de resolver usando la ecuación de la Ley de combinación de volúmenes de gases a la misma temperatura y presión. ESto significa que podemos usar los coeficientes de la reacción ajustada como si estuvieran expresados en volúmen, lo mismo que si lo estuvieran en moles.
Ejemplo: 2H2(g) + O2 (g) ----> 2H2O (g)
2 litros H2 = 1 litro O2
2 litros H2 = 2 litros H2O
1 litro O2 = 2 litrosH2O
Ejemplo: ¿Cuantos litros de vapor de agua pueden producirse si 40 litros de H2 son consumidos en la reacción ajustada dada. Se supone que P y T son las mismas para todos los gases.:
Convertimos litros de H2 dados a litros de H2O (g) solicitados con los coeficientes de la reacción ajustada:
40 litros H2 * 2 litros H2O / 2 litros H2 = 40 litros H2O
Problema propuesto:
¿Cuantos litros de...