Una nueva estequiometría

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 En la sección Introducción a la estequiometría analítica del tema de la materia vimos que el radio estequiométrico podía extenderse a una gran variedad de medidas, pero, las dos fundamentales, de las que podemos derivar las demás es:

15.

Que denominaremos ecuación fundamental de la estequiometria en reacciones no reversibles y completas. Ahora miraremos como se resuelven los cuatro casos de la estequiometría básica por medio de esta fórmula y una definición auxiliar que será la masa molar:

16.

Técnicamente puede hacerse estequiometría con cualquiera de las unidades de concentración, siempre y cuando podamos expresar dicha unidad de concentración en términos de la cantidad de sustancia del soluto. Sin embargo, como estamos introduciendo las técnicas de álgebra, iniciaremos con los cuatro casos clásicos que emplean la definición de la masa molar.

Caso uno: moles a moles.

Despejamos cantidad de sustancia de la incógnita a partir de la ecuación estequiométrica fundamental.

17.

Para una reacción que no forma equilibrio químico, y la reacción se da de manera completa aplicaremos la definición 17,

Ejemplo 5. ¿Cuántos moles de agua son producidos al reaccionar 8 moles de oxígeno gaseoso con exceso de hidrógeno en la siguiente reacción? 2H₂+O₂→2H₂O YouTube.

El método algebraico hace evidentes algunas reglas heurísticas para los problemas estequiométricos entre cantidades de sustancia, la primera es que, si los coeficientes de dato e incógnita son iguales, entonces la cantidad de sustancia es igual; si el coeficiente de la incógnita es un múltiplo superior al del dato por una relación entera, entonces la relación entre cantidad de sustancia será igual a multiplicar por dicho entero. Por ejemplo, si el dato fuera oxígeno, el coeficiente estequiométrico sería de 2/1, por lo que solo sería multiplicar mentalmente la cantidad de sustancia del oxígeno. Existen muchos más heurísticos que pueden salir, y que dependerán de su habilidad aritmética.

Debido a su posible simplificación a heurísticos en el radio estequiométrico, la verdadera utilidad de la ecuación (17) se ve cuando los coeficientes estequiométricos son valores no tan sencillos, miremos el siguiente ejemplo.

Ejemplo 6. De acuerdo con la siguiente ecuación, ¿cuántos moles de dioxígeno son producidos por 18 mol de permanganato de potasioKMnO₄? 5H₂O₂+2KMnO₄+3H₂SO₄ →K₂SO₄+2MnSO₄+5O₂+8H₂O. YouTube.

Caso dos: de gramos a moles

Reemplazamos cantidad de sustancia del dado (n_d) por el cociente masa entre masa molar en el dato (m_d/M_d):

18.

Ejemplo 7. De acuerdo con la siguiente ecuación, cuantos moles de sulfato de potasio  son producidos por 250 g de peróxido de hidrógeno. 5H₂O₂+2KMnO₄+3H₂SO₄→K₂SO₄+2MnSO₄+5O₂+8H₂O YouTube.

Caso tres, de moles a gramos

Reemplazamos cantidad de sustancia de la incógnita (n_i) por el cociente masa entre masa molar de la incógnita (m_i/M_i), despejamos la masa de la incógnita.

19.

Ejemplo 8. ¿Cuántos gramos de agua se obtienen con 8 moles de oxígeno? 2H₂+O₂→2H₂O. YouTube.

 

Caso cuatro: gramos a gramos

Reemplazamos cantidad de sustancia por el cociente masa entre masa molar en el dato y la incógnita, despejamos la masa de la incógnita y creamos un cociente de masas molares.

20.

Dado que las masas molares forman un cociente, siempre y cuando ambas estén expresadas en g/mol, se cancelarán implícitamente, y solo reemplazaremos valores numéricos.

Ejemplo 9. De acuerdo a la siguiente ecuación, ¿cuantos gramos de H₂O₂ se requieren para consumir completamente 420 g H₂SO₄? 5H₂O₂+2KMnO4+3H₂SO₄ →K₂SO₄+2MnSO₄+5O₂+8H₂O YouTube.