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ESTEQUIOMETRIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS
La estequiometría se refiere a las cantidades de reaccionantes y productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética A + B → C + D, surgen preguntas como las siguientes: ¿cuánto se necesita de A para que reaccione con "x" gramos de B?, ¿cuánto se producirá de C en la reacción de A con "x" gramos de B?, ¿cuánto se producirá deD junto con "y" gramos de C? Cada problema, en estequiometría, se basa en una reacción química balanceada y su interpretación se hace en términos de moles. Los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los productos están indicados por los coeficientes de las fórmulas que corresponden a estas moléculas. En la reacción balanceada 4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2, los coeficientesindican que 4 moléculas de sulfuro ferroso reaccionan con 7 moléculas de oxígeno para producir 2 moléculas de óxido férrico y 4 moléculas de anhídrido sulfuroso. Factores químicos de conversión La razón de dos cantidades cualesquiera en la ecuación balanceada nos da el "factor químico" de conversión que permite pasar de las moléculas de una sustancia al número equivalente de moléculas de la otrasustancia implicada en la reacción. A partir de la reacción balanceada anterior se pueden escribir factores químicos de conversión como los siguientes.

 4 moléculas de FeS   ;  7 moléculas de O 2 

 4 moléculas de FeS   7 moléculas de O 2   ;   ; etc  2 moléculas de Fe2 O3   4 moléculas de SO2 

Sin embargo, las moléculas no son unidades prácticas para el trabajo de laboratorio.Los factores químicos de conversión se expresan en unidades equivalentes como son el mol y la masa, de tal manera que se pueden establecer relaciones mol-mol, masa-mol y masa-masa. Algunos ejemplos de ellas son:

Estequiometría

Relación mol/mol:

 4 moles de FeS     7 moles de O 2 

Relación mol/masa:

 4 moles de FeS     224 g O 2   224 g de O 2     256 SO 2 Relación masa/masa:

Rendimiento de las reacciones En la práctica, las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de soluto calculado teóricamente. El rendimiento de una reacción es la relación entre la cantidad de producto obtenido y la cantidad de producto esperado según la ecuación estequiométrica

% rendimiento =

g de producto experimentalmente rendimiento actual ×100= ×100 gdeproducto teóricamente rendimiento teórico

Generalmente, para obtener un mejor rendimiento se usa un exceso de un reaccionante, esperando que el otro reaccionante se convierta totalmente en producto. Ejercicios Resueltos Ejercicio 1. El oxígeno se prepara calentando el clorato de potasio, KClO3. ¿Cuál es el peso de O2 obtenido a partir de 6 g de KClO3? La reacción balanceada es: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2,Se aplica el factor químico de conversión entre oxígeno y clorato de potasio en la forma masa-masa, hallando previamente los pesos moles de cada uno de ellos

  3×32 g de O 2 g de O 2obtenido = 6 g de KClO3   =2.345 g de O 2  2×122.6 g de KClO3 

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Estequiometría Ejercicio 2. El amoníaco, NH3, reacciona con el O2 para producir NO y H20 de acuerdo a la siguiente reacciónbalanceada: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O. (a) ¿Cuántos gramos de agua se producen cuando reaccionan 85.15 g de NH3?, (b) ¿Cuántas moles de O2 se consumen?, (c) ¿Cuántas moléculas de NO se producen? (Pesos moles: NH3 = 17.03 g; H2O = 18 g) (a) Se aplica un factor químico de conversión entre agua y amoniaco en forma de masa-masa

 6×18 g de H 2 O  g de agua = 85.15 g de NH3   =133.15 g de H 2O  4×17 gde NH 3 
(b) Se aplica un factor químico de conversión entre oxígeno y amoníaco en forma de mol-masa

 5 moles de O 2  mol de O 2 = 85.15 g de NH 3   = 6.25 moles de O 2  4×17 g de NH 3 
(c) Se aplica un factor químico de conversión entre NO y amoníaco en forma de moléculas-masa

 4 moles de NO   6.022×1023 moleculas de NO  moleculas de NO = 85.15 g de NH 3    1mol de NO ...