este es el linh en donde te explica con ejemplos http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/estequiom.cfm
Relaciones mol-mol.
Para mayor información se te sugiere leer el subtema 6.4.2
En este tipo de relación la sustancia dato se da en unidades de moles y la sustancia incógnita tambien se pide en unidades de moles.
Los pasos a seguir son los mismos que se mencionan en la sección 6.4.2
Ejemplo
¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con suficiente oxígeno(O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua(H2O).
X mol 4 mol
CH4 + 2O2 à CO2 + 2 H2O
1 mol 2 mol
La ecuación nos indica que con un mol de metano se obtienen dos moles de agua por lo que se establece la relación.
X mol CH4 ----------- 4 mol H2O
1 mol CH4 ----------- 2 mol H2O
X= (1 mol CH4 ) (4 mol H2O)
2 mol H2O
X = 2 mol CH4
Esto significa que se necesitan 2 moles de metano para producir 4 moles de agua
Relaciones peso-peso.
Las llamadas relaciones estequiométricas dependen de la manera en que se plantea el problema, es decir de las unidades en que se da la sustancia dato del problema y de las unidades en que se requiere o pide la sustancia incógnita (dato que se desconoce y se pide calcular).
Relaciones dato - incógnita
Mol – mol
Masa – masa masa – molMol – masa
Vol – masa
Masa – volumen mol – volVol – mol
Volumen - volumen
Unidades de medida
Masa = gramos, kilogramo o mol
Volumen = L, ml, m3, cm3
Revisemos ahora cuanta información podemos obtener a partir de una ecuación química balanceada, y que utilizaremos según el tipo de relación que se presente en el problema.
ECUACION: N2 + 3H2 à 2NH3
1 mol de N2 + 3 moles H2 à 2 moles de NH3 1 molécula de N2 + 3 moléculas H2 à 2 moléculas de NH3 28 gr de N2 + 6 g de H2 à 34 g de NH3 6.02 x 1023 moleculas N2 + 3 (6.02 x 1023 ) molec. CH2 à 2 (6.02 x 1023)molec. de NH2 22.4 L de N2 + 67.2 L de H2 à 44.8 L de NH3 (Si son gases en condic. NPT) 1L N2 + 3L H2 à 2L NH3 (Si son otras condiciones y se aplica la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac)
RELACIÓN MASA – MASA 0 PESO-PESO
En éste tipo de problemas las cantidades que se conocen y las que se pregunta están en alguna unidad de cantidad de masa, normalmente en gramos. Algunas veces la información proporcionada está en moles y se nos cuestione por la cantidad en gramos o viceversa.
Ejemplo:
El hidróxido de litio sólido se emplea en los vehículos espaciales para eliminar el dióxido de carbono (CO2) que se exhala en medio vivo. Los productos son carbonato de litio sólido y agua líquida ¿Qué masa de bióxido de carbono gaseoso puede absorber 8gr de hidróxido de litio (LiOH)?. La reacción que representa el cambio es:
2 Li OH(s) + CO2(g) à Li2 CO3(s) + H2 O(l)
PASOS PARA RESOLVER: (SE SIGUEN LOS MISMOS PARA CUALQUIER RELACION)
Checar que la ecuación esté balanceada correctamente Subrayar la sustancia proporcionada como dato en la ecuación y la que se da como incógnita. Anotarlo arriba de cada sustancia, la incognita con una X y el valor del dato proporcionado con todo y unidad. Realizar los cálculos necesarios para obtener la información (valores) que me proporciona la ecuación química balanceada, en las mismas unidades en que se da la sustancia dato y en la que se pide la sustancia incógnita.. Colocarlos debajo de las dos sustancias subrayadas en el paso 2. Las proporciones así obtenidas extraerlas de la ecuación química y resolver para la incógnita X.
SOLUCIÓN:
8 g Xg
2 Li OH(s) + CO2 (g) à Li2 CO3(s) + H2 O(l)
48g 44g
8 g Li OH Xg CO2
48g Li OH 44g CO2
Resolviendo para X tenemos:
X = 7.33 g de CO2
Se interpreta de la siguiente manera: pueden reaccionar 7.33 g de CO2 con los 8 gr de Li OH(s)
Cálculos donde intervienen los conceptos de Reactivo limitante Reactivo en exceso Grado de conversión o rendimiento
REACTIVO LIMITANTE
Reactivo limitante.- El que se encuentra en menor cantidad en una reacción química y de ella depende la cantidad de producto obtenido.
Reactivo en exceso.- Sustancia que se encuentra en mayor cantidad y que cuando reacciona toda la sustancia limitante, existe una cantidad de ella que no participa en la reacción; es decir es un sobrante en la reacción
Ejemplo:
Suponga que se mezcla 637.2gr de Amoniaco (NH3) con 114gr de CO2
¿Cuántos gramos de urea (NH2) 2 CO se obtendrán?
2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O
1.- Determinamos la información implícita contenida en la ecuación balanceada:
Para el amoníaco: 2 NH3
N = 14
H = 3
17 x 2 = 34g
Para el Bióxido de carbono: CO2
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 2 = 32
44 gr
De la misma manera se calcula la masa molar de la urea y se obtiene 60 g/mol.
(NH2) 2 CO = 60 g/mol
a) Ahora resolvemos para la relación de sustancias subrayadas:
637.2 g Xg
2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O
34 g 60 g
637.2 g NH3 à X g
Si 34 g NH3 à 60g (NH2) 2 CO
x = (637.2 g NH3 ) (60gr (NH2) 2 CO) = 1, 124 g de urea.
34g NH3
b) Aquí calcularemos la cantidad de urea que se puede obtener con los 114 g de CO2, para que de esta manera, determinemos que sustancia es el reactivo limitante. 114 g Xg
2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O
44 g 60 g
114 g de CO2 ------ Xg
Si 44 g de CO2 ---- 60 g de (NH2) 2 CO
X = 155.45 g de urea (máximo de urea que se obtendría)
Por lo tanto el reactivo limitante es el CO2
c) Suponiendo que quiero que reaccione todo el CO2 ¿Cuanto amoniaco debería de utilizar?
Para determinarlo, resolvemos para la relación:
Xg 114g
2 NH3 + CO2 à (NH2) 2 CO + H2 O
34g 44g
Xg à 114 gr CO2
Si 34 g NH3 à 44 g CO2
X = 88 g de NH3 (lo que reacciona del amoniaco)
d) Lo que quedaría de amoniaco sin reaccionar sería:
637.2 g NH3 inicial – 88 g NH3· que reacciona = 549 g de NH3
