Ejercicios de estequiometria

La estequiometría es una rama de la química que se ocupa de las cantidades de reactivos y productos en una reacción química. Es fundamental para entender cómo se transforman los reactivos en productos y para realizar los cálculos necesarios para cumplir con una reacción completa.

Definición de Estequiometría

La estequiometría se basa en la Ley de la Conservación de la Masa, que establece que en una reacción química, la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos. Este principio permite a los químicos calcular las cantidades exactas de reactivos y productos involucrados en una reacción.

Leyes de la Estequiometría

• Ley de Conservación de la Masa: La masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.
• Ley de Proporciones Definidas: Un compuesto químico siempre contiene sus componentes en proporciones de masa fijas y definidas.
• Ley de Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos forman una serie de compuestos, las masas de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento están en una relación de números enteros sencillos.

Conceptos Clave en Estequiometría

Mole y Número de Avogadro

Uno de los conceptos más importantes en estequiometría es el mole. Un mole es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta cantidad es aproximadamente 6.022 x 10²³, un número conocido como el Número de Avogadro.

Ejemplos de Ejercicios de Estequiometría

A continuación, se presentan algunos ejemplos de ejercicios comunes en estequiometría junto con sus soluciones detalladas.

Ejemplo 1: Cálculo de Moles

Problema: Cuántos moles de agua, H₂O, se pueden obtener a partir de 4 moles de hidrógeno, H₂, y suficiente oxígeno.

Solución: La reacción química relevante es:

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)

Según la ecuación estequiométrica, 2 moles de H₂ producen 2 moles de H₂O. Por lo tanto, 4 moles de H₂ (el doble de 2) producirán 4 moles de H₂O.

Ejemplo 2: Cálculo de Masa

Problema: Cuántos gramos de oxígeno, O₂, se necesitan para reaccionar completamente con 50 gramos de hidrógeno, H₂.

Solución:

1. Primero, convertimos la masa de H₂ a moles.
   • La masa molar de H₂ es 2 g/mol.
   • Moles de H₂ = 50 g / 2 g/mol = 25 moles.
2. La ecuación química balanceada es 2H₂ + O₂ → 2H₂O.
   • Por cada 2 moles de H₂, se necesita 1 mole de O₂.
   • Por lo tanto, se necesitan 25 / 2 = 12.5 moles de O₂.
3. Convertimos los moles de O₂ a masa.
   • La masa molar de O₂ es 32 g/mol.
   • Masa de O₂ = 12.5 moles * 32 g/mol = 400 gramos de O₂.

Cálculos de Reactivo Limítante y Exceso

En muchos problemas de estequiometría, es crucial determinar cuál de los reactivos se agota primero, conocido como el reactivo limitante. El reactivo en exceso es el que queda después de que el reactivo limitante se ha consumido completamente.

Ejemplo de Reactivo Limítante

Problema: Si se mezclan 10 gramos de H₂ con 50 gramos de O₂, ¿qué reactivo será el limitante y cuál estará en exceso?

Solución:

1. Convertimos las cantidades de H₂ y O₂ a moles.
   • H₂: 10 g / 2 g/mol = 5 moles.
   • O₂: 50 g / 32 g/mol = 1.5625 moles.
2. En la reacción 2H₂ + O₂ → 2H₂O, la proporción es 2:1.
   • Para consumir completamente 1.5625 moles de O₂, se necesitarían 2 * 1.5625 = 3.125 moles de H₂.
   • Dado que tenemos 5 moles de H₂, esto es más que suficiente para reaccionar con 1.5625 moles de O₂.
   • Por lo tanto, el O₂ es el reactivo limitante y el H₂ es el reactivo en exceso.

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