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Definición




Enviado por pref85



    ESTEQUIOMETRIA: Del
    griego
    στοιχειον,
    (stoicheion), letra o elemento
    básico constitutivo
    y
    μετρον
    (métron), medida.

    Hace referencia al número relativo de
    átomos
    de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo
    resulta útil en la calificación de una
    reacción química, en otras
    palabras se puede definir como: "la parte de la Química
    que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos
    y los compuestos en reacciones
    químicas".

    Para entender mejor a esta rama de la química, es
    necesario establecer algunos conceptos básicos, que si
    bien pueden ser un poco trillados, son indispensables para su
    estudio.

    MASA ATÓMICA:

    Si suponemos que las sustancias están formadas
    por átomos, que se unen entre sí formando
    moléculas, es lógico pensar en cuál es la
    masa de esos átomos. Éste es un problema que se
    plantearon los científicos a principios del
    siglo XIX, en el marco de la Teoría
    Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante
    tarea investigadora, llena de polémica que duró
    toda la primera mitad del siglo.

    No tiene sentido pensar que un átomo o
    una molécula se puede pesar directamente en una balanza.
    Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una
    cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el
    número de átomos que haya en esa cantidad de
    sustancia porque es muy difícil conocer cuál es el
    número total de átomos.

    Para expresar la masa de los átomos, los
    científicos eligieron el término masa
    atómica que puede definirse como la masa promedio de los
    átomos de un elemento en relación a la masa de un
    átomo
    de carbono 12,
    tomado exactamente como 12.0000,

    Cuando en la Tabla
    Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en
    realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos,
    pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia
    llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa
    Atómica, (cuyo valor es igual
    a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo
    de C)
    . En realidad no podemos pesar la masa de un
    átomo individualmente.

      MASA MOLECULAR

    Se puede definir como la suma de los pesos
    atómicos de los átomos de una Molécula. Como
    se trata de la masa de una molécula, al determinarse su
    valor a partir
    de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se
    está comparando la masa de una molécula con la
    u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula
    individualmente.

    Así por ejemplo, si tenemos una molécula
    de agua, esta por
    definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde
    las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el
    peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos,
    etc.

    Molécula de agua
    H2O

    M = (2 x 1) + 16 = 18 g

    Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la
    tabla
    periódica

    MASA FORMULAR

    El peso fórmula de una sustancia es la masa de
    los pesos atómicos de los elementos de la fórmula,
    tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso
    fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los
    pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en
    los que se basan, son pesos relativos.

    Ejemplos:

     

    Unid.

    P.A. (uma)

     

    Unid.

    P.A. (uma)

    1 x Na =

    1

    x   23 uma

    3 x H

    3

    x 1 uma    =  3
    uma

    1 x H =

    1

    x     1
    uma

    1 x P

    1

    x 31 uma = 31 uma

    1 x O =

    1

    x    16
    uma

    4 x O

    4

    x 16 uma = 64 uma

    NaOH     Peso
    Fórmula   = 40 uma

    H3PO4     
    Peso Fórmula  = 98 uma

    Los términos peso molecular y peso
    fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a
    sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a
    sustancias que existen como moléculas
    discretas.

    MOL

    Hasta las cantidades más pequeñas de una
    sustancia tienen un número monstruosamente grande de
    átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna
    clase de referencia para una colección de un número
    muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una
    colección de 12 objetos y una gruesa a una
    colección de 144 objetos). En química usamos una
    unidad llamada mol.

    Una mol se define como la cantidad de materia que
    tiene tantos objetos como el número de átomos que
    hay en exactamente en 12 gramos de 12C.

    Por medio de varios experimentos, se
    ha demostrado que este número es…

    6.0221367 x
    1023

    El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x
    1023, y se conoce con el nombre de número de
    Avogadro.

    Una mol de átomos, carcachas, cucarachas,
    canicas, centavos, gente, etc. tiene 6.02 x 1023 estos
    objetos.

    Para determinar el número de moles de una
    sustancia se tiene entonces la siguiente formula:

    n = m/M

    Donde:

    n= numero de moles

    m= masa del compuesto (o elemento)

    M= peso molecular o peso atómico (según
    sea el caso).

    REACCIÓN Y ECUACIÓN
    QUÍMICA

    La reacción química se define como: el
    proceso
    mediante el cual una o más sustancias (elementos
    o
    compuestos) denominadas reactivos, sufren
    un proceso de
    transformación o combinación para dar lugar a una
    serie de sustancias (elementos
    o
    compuestos) denominadas productos. En
    una reacción química se produce desprendimiento o
    absorción de calor
    u otras formas de energía.

    Las reacciones
    químicas se representan en una forma concisa mediante,
    Ecuaciones
    Químicas, que no es mas que la representación
    grafica de proceso que se esta llevando acabo.

    2 H2(g) + O2(g) 2 H2O
    (g)

    Significados:

    Números = proporción de combinación
    (coeficientes estequiométricos);

    Signo (+) = "reacciona con";

    Signo ( ) = "produce" o "para dar";

    Letras en ( ) = indican el estado de
    agregación de las especies químicas;

    Fórmulas químicas = a la izquierda de son
    reactantes, a la derecha productos.

    Tipos de Reacciones

    Dos tipos de reacciones comunes son las reacciones de
    combinación y las reacciones de
    descomposición.

    En las reacciones de combinación dos reactantes
    se combinan para formar un solo producto.
    Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar
    compuestos:

    A + B C

    C (s) + O 2 (g) CO 2
    (g)

    N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH
    3 (g)

    CaO (s) + H 2 O (l)
    Ca(OH)2 (s)

    En las reacciones de descomposición un solo
    reactante se descompone para formar dos o más sustancias.
    Muchos compuestos se comportan en esta forma cuando se
    calientan:

    C A + B

    2 KClO 3 (s) 2 KCl (s) +
    3 O 2 (g)

    CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2
    (g)

    Por ejemplo: La descomposición de azida de sodio,
    NaN 3 , es usada para inflar las bolsas de aire de seguridad de
    muchos vehículos actuales. La reacción de
    descomposición libera rápidamente N2
    (g), el cual infla la bolsa de aire. La
    ecuación química que describe la reacción
    es:

    2 NaN 3 (s) 2 Na (s) + 3
    N 2 (g)

    Existen otro tipo de reacciones como las de
    desplazamiento sencillo y las de desplazamiento doble, muy
    comunes en solución acuosa.

    Reacciones de
    descomposición

    Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para
    formar dos o más productos. Puede ser o no
    redox.

    2H2O2
    2H2O + O2

    Reacciones de
    adición

    Dos o más reactivos se combinan para formar un
    producto.

    CH2=CH2 +
    Br2
    BrCH2CH2Br

    Reacciones de
    desplazamiento

    Aquellas reacciones donde un elemento desplaza a otro en
    un compuesto.

    H3O+ + OH-
     2H2O

    Reacciones de
    metátesis

    Aquellas reacciones donde dos reactivos se
    enrocan

    2HCl + Na2S
    H2S­ + 2NaCl

    Reacciones de
    precipitación

    Aquellas reacciones donde uno o más reactivos al
    combinarse genera un producto que es insoluble.

    AgNO3 +
    NaClAgCl¯ + NaNO3

    Reacciones de
    dismutación

    Aquellas reacciones donde de los reactivos genera
    compuestos donde un elemento tiene dos estados de
    oxidación.

    12OH- + 6Br2 
    BrO-3+ 10Br- +
    6H2O

    Reacciones de
    substitución

    Aquellas reacciones donde se sustituye uno de los
    reactivos por alguno de los componentes del otro
    reactivo.

    CH4 + Cl2 
    CH3Cl + HCl

    Reacciones Redox o de
    óxido reducción

    Aquellas reacciones donde los reactivos intercambian
    electrones

    SO2 +
    H2OH2SO3

    Ejemplos de las reacciones de
    óxido reducción o redox

    • Baterías y pilas (de
      auto, NiCd, alcalinas)
    • Corrosión y enmohecimiento de metales
    • Muchas de las reacciones
      metabólicas

    LEYES PONDÉRALES

    Son las leyes usadas en
    la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a
    comprender mejor la misma y poder realizar
    los cálculos y estas son:

    LEY DE LA
    CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER

    Está importante ley se enuncia
    del modo siguiente: en una reacción química, la
    suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la
    suma de las masas de los productos de la reacción (la
    materia ni se
    crea ni se destruye solo se transforma).
    Este resultado se debe al químico francés A.L.
    Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se
    creía que la materia era destructible y se aducía
    como ejemplo: la combustión de un trozo de carbón
    que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un
    peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza
    permitió al científico galo comprobar que si se
    recuperaban los gases
    originados en la combustión, el sistema pesaba
    igual antes que después de la experiencia, por lo que
    dedujo que la materia era indestructible.
    LEY DE PROUST O DE LAS
    PROPORCIONES CONSTANTES

    En 1808, tras ocho años de las investigaciones,
    j.l. Proust llego a la conclusión de que para formar un
    determinado compuesto, dos o más elementos químicos
    se unen y siempre en la misma proporción
    ponderal.

    Por ejemplo, para formar agua H2O, el
    hidrógeno y él oxigeno
    intervienen en las cantidades que por cada mol, se indican a
    continuación:

    1 MOL AGUA PESA : (2)1,008 gH
    + 15,999 gO = 18,015 g
    Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el
    peso atómico de H es 1 y él O es 16: 1 mol de agua
    = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por
    tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8g
    de oxigeno por cada uno de hidrógeno, la cual se
    conservara siempre que se deba formar H2O (en
    consecuencia, sí por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8
    de O, sobrarían 2g de H).

    Una aplicación de la ley de proust es la
    obtención de la denominada composición centesimal
    de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa
    cada elemento dentro de la molécula.

    Ejemplo: 
    En la reacción de formación del amoniaco, a partir
    de los gases
    Nitrógeno e Hidrógeno:
                                    
    N2 + 3 H2 2 NH3
    las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí,
    fueron:

    NITRÓGENO

    HIDRÓGENO

    28 g.

     6 g.

    14 g.

     3 g.

    56 g.

    12 g.

    -LEY DE
    DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

    Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre
    sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo,
    caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo
    que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo
    peso del otro guardaran entren sí una relación,
    expresables generalmente por medio de números enteros
    sencillos.
    Ejemplo:
    La combinación de una misma cantidad de Carbono (12
    gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

    C  + O2 –>
    CO2

     12 g. de
    C      +  32 g. de O2 
    –>  44 g. CO2

    C  + ½ O –>
    CO

    12 g. de
    C      +  16 g. de O2 
    –>  28 g. CO2

    Se observa que las cantidades de oxígeno
    mantienen la relación numérica sencilla (en este
    caso "el doble")

                                          
    32/16 = 2

    -LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O
    RECÍPROCAS (Richter 1792).

     "Los pesos de los elementos diferentes que se
    combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos
    relativos a aquellos elementos cuando se combinan entre
    sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos
    pesos."

    Ejemplo:
    En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1
    gramo) con dos elementos distintos, observamos las cantidades de
    combinación:   

    N2 + 3 H2 –> 2 NH3

    1 g. H2<–>4.66 g.
    N2

    H2 + ½  O2 –>
    H2O

    1 g.
    H2<–>8    g. O2

    Resulta que estas cantidades guardan una
    relación de números sencillos con las cantidades
    que se combinan entre sí entre Nitrógeno y
    Oxígeno, para formar el monóxido de
    nitrógeno:

    N2 + O2 –> 2 NO

    28 g. N2<–> 32 g.
    O2

    4.66/8 = (28/32)*4 

     Esto dio origen al concepto de PESO
    EQUIVALENTE:
     Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo
    que se combina con 8 g. de Oxígeno, o con 1.008 g. de
    Hidrógeno.

    FACTORES DE CONVERSIÓN

    Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se
    encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el
    concepto de
    mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a
    través de análisis dimensional, como se ilustra en
    los siguientes ejercicios:

    1.- Un mol de C6H12O6
    pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol
    en 538 gramos.

    Para ver la fórmula seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    2.- Un mol de C6H12O6
    pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol
    en 1 gramo.

    Para ver la fórmula seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la
    masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades
    serán g/mol.

    Nótese que el número de moles siempre es
    la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol (Peso
    molecular), por tanto podemos  expresar:

    número de moles "n" =

    masa en gramos de la sustancia

     

    Peso molecular de la sustancia
    (g/mol)

    Cálculos Basados en Ecuaciones
    Químicas

    Como ya se dijo al principio, las ecuaciones
    químicas constituyen un lenguaje
    preciso y versátil. Las ecuaciones químicas
    servirán para calcular las cantidades de sustancias que
    intervienen en las reacciones químicas. Los
    coeficientes de una ecuación química balanceada se
    pueden interpretar, tanto como los números relativos de
    moléculas comprendidas en la reacción  y como
    los números relativos de moles.

    Diagrama del procedimiento
    para calcular el número de gramos de un reactivo consumido
    o de un producto formado en una reacción, principiando con
    el número de gramos de uno de los otros reactivos o
    productos

    Para ver el gráfico seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    • Reactivo Limitante

    Los cálculos se basan en la sustancia de la que
    había menor cantidad, denominada "reactivo limitante".
    Antes de estudiar el concepto de reactivo limitante en estequiometría, vamos a presentar la idea
    básica mediante algunos ejemplos sencillos no
    químicos.

    • Suponga que tiene 20 lonchas de jamón y 36
      rebanadas de pan, y que quiere preparar tantos bocadillos como
      sea posible con una loncha de jamón y dos rebanadas de
      pan por bocadillo. Obviamente sólo podemos preparar 18
      bocadillos, ya que no hay pan para más. Entonces, el pan
      es el reactivo limitante y las dos lonchas de jamón
      demás son el "exceso de reactivo".
    • Suponga que una caja contiene 93 pernos, 102 tuercas
      y 150 arandelas. ¿Cuántos grupos de un
      perno, una tuerca y dos arandelas pueden formarse? Setenta y
      cinco, ya que se emplean todas las arandelas. Por tanto,
      éstas serán el "reactivo limitante". Aún
      quedarían 18 pernos y 27 tuercas, que son los reactivos
      en "exceso".

    ¿Qué masa de CO2 se
    producirá al reaccionar 8,0 gramos de CH4 con
    48 gramos de O2 en la combustión del
    metano?

    Reproduzcamos la reacción ajustada:

    Para ver la fórmula seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    1 mol       2
    moles        
              1
    mol           
    2  moles

    16 g     
        64 g     
           
             44
    g       
          36 g

    Con nuestros datos se calcula
    el número de moles de cada uno.

    Para ver la fórmula seleccione la
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    La ecuación ajustada indica la relación de
    los reactivos al reaccionar:

                           
    1 mol de CH4    
                 a                     
    2 moles de O2

                           
    0,5 mol de
    CH4            
    a                     
    1 mol de O2

    pero como realmente tenemos:

                           
    0,5 mol de
    CH4            
    a                     
    1,5 de O2

    Entonces una vez que han reaccionado 0,5 moles de
    CH4 con 1 mol de O2, la reacción se
    detiene por agotamiento del CH4, y quedarían
    0,5 moles de O2 de exceso. El CH4 es el
    reactivo limitante
    y sobre él deben basarse los
    cálculos.

    Para ver la fórmula seleccione la
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    Rendimiento de las Reacciones
    Químicas

    Muchas reacciones no se efectúan en forma
    completa; es decir, los reactivos no se convierten completamente
    en productos. El término "rendimiento" indica la cantidad
    de productos que se obtiene en una reacción.

    Para ver la fórmula seleccione la
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    Consideremos la preparación de nitrobenceno,
    C6H5NO2, por reacción de
    ácido nítrico, HNO3, en exceso con una
    cantidad limitada de benceno, C6H6. La
    ecuación ajustada de la reacción es :

    C6H6   
    +         
    HNO3 
                    
    C6H5NO2       
    +         
    H2O

         1
    mol              
    1
    mol                                      
    1mol                      
    1 mol

          78,1
    g            
    63,0
    g                                  
      123,1
    g                    
    18,0 g

    Una muestra de 15,6
    gramos de C6H6 reacciona con
    HNO3 en exceso y origina 18,0 g de
    C6H5NO2. ¿Cuál es
    el rendimiento de esta reacción con respecto al
    C6H5NO2? Calcúlese en
    primer lugar el rendimiento teórico del
    C6H5NO2 de acuerdo a la ESTEQUIOMETRIA.

    Para ver la fórmula seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    Esto significa que si todo el C6H6
    se convirtiera en C6H5NO2, se
    obtendrían 24,6 de
    C6H5NO2 (rendimiento del 100%);
    sin embargo, la reacción produce solamente 18,0 gramos de
    C6H5NO2, que es mucho menos que
    el 100%.

    Para ver la fórmula seleccione la
    opción "Descargar" del menú superior

    Sus conocimientos de estequiometría aumentarán si observa
    que la mayor parte de las sustancias no son 100% puras. Al
    utilizar sustancias impuras, como generalmente lo son, han de
    tenerse en cuenta algunas o todas las impurezas.  El termino
    pureza (o impureza) suele indicar el "Tanto Por Ciento de
    Pureza" .

    COMPOSICIÓN 
    CENTESIMAL 

    Si se conoce la fórmula de un compuesto, su
    composición química se expresa como el porcentaje
    en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por
    ejemplo, una molécula de metano CH4 contiene 1
    átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de
    CH4 contiene un mol de átomos de C y 
    cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por
    ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y
    multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello
    puede representarse la composición centesimal del metano,
    CH4 como:

     Para ver la
    fórmula seleccione la opción "Descargar" del
    menú superior

     

    HECTOR URIEL VAZQUEZ MARTINEZ

    TEC, EN TELECOM

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