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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

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  • 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:

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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.

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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.

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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.

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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.

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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%.

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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:

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HECTOR URIEL VAZQUEZ MARTINEZ

TEC, EN TELECOM


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