ESTEQUIOMETRIA

SIGNIFICADO1. DEFINICIÓN2.1. LEYES DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA

2.1.1. LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA“En cualquier transformación de la materia, la masa ni se crea ni se destruye”. Por ejemplo: Gasolina + oxígeno dióxido de carbono + vapor de agua

Peso de los reactivos = Peso de los productos,

2.1.2. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA“En cualquier transformación de la materia, la energía ni se crea ni se destruye”. Por ejemplo: Magnesio + oxígeno oxido de magnesio + calor y luz

Energía química de los reactivos = Energía química del producto + Energía emitida

2.1.3. LEY DE LA COMPOSICIÓN DEFINIDA, Conocida también como ley de las proporciones definidas

“Un compuesto puro está siempre formado por los mismos elementos combinados en una proporción definida en peso”. Por ejemplo, el agua, tal como se encuentra en la naturaleza, está compuesta de hidrógeno y oxígeno solamente en la proporción de 11.19% de hidrógeno y 88.81% de oxígeno, en peso.

2.1.4. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES “Cuando dos elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos de uno que se combinan, con un peso determinado del otro, guardan una relación de número sencillos”. Por ejemplo, considere las dos combinaciones comunes de carbono y oxígeno (forman gases, A combustible y B no combustible); donde al analizarlos el gas A contenía 1gr de carbono y 2.67 gr de oxígeno; y el gas B contenía 1gr de carbono y 1.33 gr de oxígeno.

Gas A Gas B2.67 gr de oxígeno 1.33 gr de oxígeno

1gr de carbono 1gr de carbonoObservamos que por gramo de carbono: gas A/gas B = 2.67 gr de oxígeno = 2

1.33 gr de oxígeno 1Por ende, la relación de pesos de oxígeno que se combinan con un mismo peso de carbono es 2:1

2.1.5. LEYES DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓNSi se miden a temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción están siempre en una razón de números enteros pequeños

2.1.6. HIPÓTESIS DE AVOGADROA volúmenes iguales de todos los gases, en las mismas condiciones de temperatura y presión, contiene el mismo número de moléculas

2.2. DEFINICIÓN: RELACIONAS ESTEQUIOMÉTRICAS ESTEQUIOMETRÍA es el proceso de cálculo sobre la base de fórmulas y ecuaciones balanceadas, a través de las relaciones ponderales (o de masa) entre los reactantes y productos en una reacción química

2. ECUACIÓN QUÍMICA3.1. DEFINICIÓNLlamada también ecuación química balanceada, resume una gran cantidad de información acerca de las sustancias que participan en las reacciones, pues, no sólo es un enunciado cualitativo que describe las sustancias participantes, sino también una expresión cuantitativa que indica qué cantidad de reactantes participa y cuánto de producto forma; es decir muestra las fórmulas de los reactantes y después de una flecha, las fórmulas de los productos, teniendo que existir el mismo número de átomos de cada elemento a la izquierda y derecha de la flecha. Viene a ser la representación de una Reacción Química por medio de Números y Símbolos

REACTANTE es cualquier sustancia presente que se transforma durante una reacción químicaPRODUCTO es cualquier sustancia que se forme durante una reacción química

En las ecuaciones químicas, al ocurrir un cambio químico, en la materia debe considerarse la aplicación de la conservación de la masa; es decir:El mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente conciernen al rearreglo de los átomos.

3.2. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS Para saber cuáles serán los productos en una reacción, debemos considerar cinco tipos de reacciones, siendo estos:

Reacciones de combinación Reacciones de descomposición Reacciones de reemplazo (desplazamiento) Reacciones De metátesis (doble reemplazo) Reacciones de neutralización (que pueden ser incluidos en el primer y

cuarto tipo)

3.2.1 REACCIÓN DE COMBINACIÓN, en este tipo, reaccionan dos o más sustancias (sean elementos o compuestos) para formar un producto. Hay varios tipos generales de reacciones de combinación, siendo las más comunes: Metal + no metal compuesto binario (óxidos, sulfuros y haluros); Entre los metales tenemos los del grupo IA, IIA y también, aluminio, zinc y plata. No metal + oxígeno óxido de no metal; Caso del carbono al combinarse con el oxígeno Óxido de metal + agua hidróxido de metal (base); donde, la fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del número de oxidación del metal y la carga del ion hidróxilo (OH-). Debido a la formación del hidróxido del metal o base, a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es algunas veces llamado óxido básico o anhídrido básico Oxido de no metal + agua oxácido; se produce cuando un óxido de un no metal se combina con agua, por lo que se llama óxido ácido o ácido anhídrido. Para determinar este producto debe tenerse en cuenta: (a) Conocimiento de los oxácidos que pueden formar determinados no metales, tal como el ácido sulfúrico y ácido sulfuroso para el azufre; (b) Número de oxidación del átomo central, el cual será el mismo en el oxácido que en el óxido Oxido de metal + Oxido de no metal sal; Puesto que el óxido de metal es un anhídrido básico y el óxido de no metal es un anhídrido ácido, generan una reacción de ácido base, visto en reacciones de neutralización

3.2.2 REACCIÓN DE DESPOMPOSICIÓN, en este tipo, un compuesto, generalmente en presencia de calor, se descompone para formar dos o más

sustancias nuevas, que pueden ser elementos o compuestos. Entre las más comunes tenemos: Hidratos, son sales que contienen una ó más moléculas de agua por cada unidad fórmula y poseen estructura de cristal, que al calentarse estos se descomponen para dar agua y sal anhídrida Cloratos, al calentarse se descomponen dando cloruros más oxígeno Óxidos de metales, en este caso, algunos pocos se descomponen al calentarlos dando lugar al metal libre y al oxígeno Carbonatos, la mayoría se descomponen al calentarlos dando óxidos y CO2. En el caso de carbonatos del grupo IA no se descomponen fácilmente Carbonatos de hidrógeno (bicarbonatos), en su mayoría se descomponen para formar agua y CO2. En el caso de carbonatos de hidrógeno del grupo IA de los metales IA al calentarlos, forman carbonato mas agua y CO2. Agua, se descompone en hidrógeno y oxígeno gaseosos por medio de una corriente eléctrica directa

3.2.3 REACCIÓN DE REEMPLAZO (desplazamiento), es aquel cuando un metal reemplaza a otro ión metálico en una solución. En este caso, el metal debe ser más activo que el metal que está en la solución. Los metales pueden ser ordenados en series llamadas series electromotivas o series de actividad. Cuando se utiliza esta serie cualquier metal libre colocada en la parte izquierda en la lista desplazará de la solución a cualquier metal que esté en una posición más a la derecha. Además, cualquier metal situado a la izquierda del hidrógeno es la serie desplazará al hidrógeno en un ácido. Esta actividad de los metales esta relacionada con su energía de ionización

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au

También existen reacciones en las que toman parte los no metales, Por ejemplo, los halógenos; en este caso la serie será: flúor, cloro, bromo, yodo; asía el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y el bromo desplazará al yodo de un compuesto. Esta actividad de los no metales esta relacionada con su electroafinidad

3.2.4 REACCIÓN DE METÁTESIS (ó doble desplazamiento), en este tipo de reacción, reaccionan dos compuestos para dar dos nuevos compuestos. En general, participan los iones y los iones positivos intercambian compañeros con los iones negativos para formar nuevos compuestos. Para escribir estas reacciones hay que tener en cuenta algunas reglas de solubilidad, siendo las más comunes: Solubles, compuestos de los metales IA; compuestos de amonio (NH4

+); nitratos, acetatos; la mayoría de los cloruros excepto AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2 y la mayoría de los sulfatos excepto de Ca+2, Sr+2 Ba+2 y el Pb+2

Insolubles, óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos excepto para aquellos metales del grupo IA y el amonio; sulfuros excepto aquellos del grupo IA y los elementos del IIA y el amonioOtro tipo de reacción de metátesis comprende la formación de sustancias no ionizadas como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo, cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un ácido para formar agua y dióxido de carbono, mas una sal.3.2.5 REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN, se produce cuando un ácido o un óxido ácido (óxido de un no metal) reaccionan con una base ú óxido básico (óxido de un metal).En la reacción se forma una sal y agua; excepto cuando se combina un óxido de un metal con un óxido de un no metal. Entre las más comunes tenemos: Ácido + base agua + sal, tal como: HCl(ac) + NaOH(ac) H2O(l) + NaCl(ac), donde el ion hidrógeno del ácido se combina con el ion hidróxido de la base para formar agua

2H2 + O2 2H2O

4H, 2O = 4H, 2O

Óxido de metal (anhídrido básico) + ácido agua +sal Óxido de no metal (anhídrido ácido) + base agua +sal Óxido básico (óxido de metal) + óxido ácido (óxido de no metal) sal Amoniaco + ácido sal amoniacal

3. REACCIÓN QUÍMICA Teniendo en cuenta que, toda sustancia pura conocida, sea elemento ó compuesto, tiene nombre y fórmula individuales; una manera para describir una reacción química consiste en escribir las fórmulas de cada una de las sustancias involucradas en forma de una ecuación química.

Las reacciones químicas se representan en el papel usando ecuaciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar (quemarse) con oxígeno gaseoso (O2) para formar agua (H20). La ecuación química de esta reacción se escribe así:

El signo '+' se lee como 'reacciona con' y la flecha significa 'produce o nos da'. Las fórmulas químicas de la izquierda representan a las sustancias de partida y se les llama reactivos. Las sustancias de la derecha son el producto final y se conocen con el nombre de productos. Los números frente a las fórmulas se llaman coeficientes) pero si valen 1 generalmente se omiten.

Coeficientes

reactivos productos

2H2 + O2 2H2O

Dado que los átomos no se crean ni se destruyen durante el curso de la reacción, una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la flecha (esto significa que la ecuación está balanceada, es decir que lo de la derecha pesa lo mismo que lo de la izquierda).

PASOS QUE NECESARIOS PARA ESCRIBIR UNA REACCIÓN BALANCEADA: ·                 1. Se determina experimentalmente cuales son los

reactivos y los productos 2. Se escribe una ecuación no balanceada usando

las fórmulas de los reactivos y de los productos 3. Se balancea la reacción determinando los

coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros

NOTA:1. Los subíndices NUNCA. deben cambiarse al tratar de balancear una ecuación; dado que, cambiar un subíndice cambia la identidad del reactivo o del producto.

2. Balancear una reacción química únicamente trata de cambiar las cantidades relativas de cada producto o reactivo

Consideremos la reacción de la combustión del metano gaseoso (CH4) en aire: Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). Con esta información hemos cubierto el primer paso. Ahora, escribimos la reacción sin balancear (paso 2):

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

CH4 + O2 CO2 + H2OC = 1H = 4O = 2 O = 3

H = 2C = 1

Todo parece ir bien con el número de carbonos en ambos lados de la ecuación, pero solo tenemos la mitad de los átomos de hidrógeno en el lado de los productos que en el lado de los reactivos. Podemos corregir esto duplicando el número de aguas en la lista de los productos:

CH4 + O2 CO2 + 2H2OC = 1H = 4O = 2

C = 1H = 4O = 4

Nótese que aunque hayamos balanceado los átomos de carbono y de hidrógeno, ahora tenemos 4 átomos de oxígeno en los productos en tanto que únicamente tenemos 2 en los reactivos. Si duplicamos el número de átomos de oxígeno en los reactivos, podemos balancear al oxígeno:

C = 1H = 4O = 4

C = 1H = 4O = 4

CH3 + 2O2 CO2 + 2H2O

Hemos cubierto la etapa 3, y hemos balanceado la reacción del metano con el oxígeno. Entonces, una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas agua.

El estado físico de cada sustancia puede indicarse usando los símbolos (g), (l), y (s) (para gas, líquido y sólido, respectivamente):

CH3(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)

Entonces, las ecuaciones químicas son la manera abreviada que tenemos los químicos para describir una reacción química, esta ecuación, usualmente debe incluir:

Todos los reactivos Todos los productos

El estado de cada sustanciaLas condiciones usadas en la reacción.

CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)

REACTIVOS PRODUCTOS

4. FÓRMULA QUÍMICA: 5.1. FÓRMULAS de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de fórmulas, entre ellas (1) fórmulas moleculares y (2) fórmulas empíricas

5.2. FÓRMULA EMPÍRICA indica que elementos están presentes y la relación mínima de números enteros de átomos en un compuesto

5.3. FÓRMULA MOLECULAR es la fórmula verdadera de las moléculas, y expresa el número real de átomos en una molécula; es decir, es la unidad más pequeña del compuesto5.4. FÓRMULAS DE LOS ELEMENTOS, para la mayoría de los elementos es simplemente su símbolo químico; sin embargo, hay siete elementos comunes, que casi siempre existen como moléculas diatómicas, siendo, H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2.

5.5. FÓRMULAS DE COMPUESTOS expresan el número real de átomos en los compuestos y se indican con el número relativo de los distintos átomos que la forman

5. PESOS ATÓMICOS 6.1. DEFINICIÓNPESO ATÓMICO, PA, expresa masas relativas de los átomos de un elemento. La masa atómico de un elemento es un número que nos dice cuanto pesa, en promedio, el átomo de un elemento den comparación con el átomo de otro elemento. Una unidad de masa atómica (1 UMA) es equivalente a 1.661x10-24 gr. Y se requieren 6.023x1023

UMA para obtener 1 gr.

Dicho de otra manera, es 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

6.2. DETERMINACIÓN DE PESOS ATÓMICOS: ABUNDANCIA, LEY DE DULONG Y PETIT6.2.1. Determinación de pesos atómicos: ABUNDANCIA, es la masa relativa media de todos los isótopos (media ponderada) de un elemento. Esta media ponderada se calcula considerando la composición de la mezcla natural de sus isótopos. Por ejemplo: La masa de los isótopos, del hidrógeno (hidrógeno, deuterio y tritio) son: 1.007825, 2.0140 y 3.01605 UMA (unidad de masa atómica), siendo su porcentaje de abundancia en la naturaleza, 0.085, 0. 015 y 10-9,respectivamente, sus fracciones, serían, 0.00085, 0.00015 y 10-11.Por lo tanto, el peso atómico, PA, se calcula: PA = fiMi = 1.00797,

Siendo: fi, Fracción de la abundancia de cada isótopo en la naturaleza

Mi, masa de cada uno de los isótopos del elemento de hidrógeno

6.2.2. Determinación de pesos atómicos: LEY DE DULONG Y PETIT, todos los átomos de elementos metálicos sólidos tenían la misma capacidad calorífica”.; es decir el peso atómico de un elemento multiplicado por su correspondiente calor específico siempre da un valor constante 25 J/ºCxmol = 6.3 Cal/ºCxmol

6. PESOS MOLECULARES PESO MOLECULAR, PM, viene a ser la suma de los pesos atómicos de los átomos que

forman el compuesto multiplicado por su número de átomos de cada elemento ó la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula.

7. NÚMERO DE AVOGADRONúmero de Avogadro (No): Cantidad de átomos en 1 mol de átomos, y es igual a 6.02205 x 1023 ( 1 mol de un compuesto contiene No moléculas).

8. MOLLos átomos son tan pequeños que en los trabajos comunes del laboratorio no es posible estudiar la reacción de solamente dos átomos, y ni siquiera de 2000 átomos, pues son tan minúsculas incluso para las balanzas más sensibles.

Asimismo, en muchos tipos de problemas químicos se hace necesario el considerar las cantidades de sustancias en función del número de átomos, iones o moléculas presentes. Por ejemplo, si comparamos las cantidades de calor que son liberadas en las distintas reacciones químicas, nuestras comparaciones poseerán más sentido si medimos las reacciones en las que intervienen el mismo número de átomos, iones o moléculas.

Por ello, para poder usar una ecuación balanceada para describir las cantidades de sustancias con las que se puede trabajar, los químicos han ideado una unidad denominada MOL

Mol: Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos existen en 12 gramos de “Carbono 12”. (es decir que 12 gramos de “Carbono 12” contienen el mismo número de átomos que 16 gramos de “Oxígeno 16”). Para propósitos prácticos puede definirse al Mol como el peso fórmula expresado en gramos, por ejemplo: 1 mol de Carbono son 12 gramos, 1 mol de H2O son 18 gramos, etc.

Una MOL de una sustancia es la cantidad que contiene 6.023x1023 unidades de dicha sustancia. Este elevado número se denomina número de AVOGADRO y, al peso de una mol de una sustancia se le llama peso molar. El peso molar en gramos de una sustancia es numéricamente igual a su peso molecular en unidades de masa atómica

9. CALCULO DE LAS COMPOSICIONES, EN TANTO POR CIENTO, A PARTIR DE FÓRMULAS

COMPOSICIÓN EN TANTO POR CIENTO, La fórmula de un compuesto indica su composición. La composición de un compuesto se expresa como composición porcentual en masa (también, composición porcentual en peso), que es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto y se requiere cuando necesitamos la cantidad de un elemento específico que está contenida en un compuesto (especie). Esto se obtiene dividiendo la masa de cada elemento contenida en una mol de compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%, siendo esto: % ó composición en tanto por ciento de la especie i= i% =

10. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS EMPÍRICAS 11.1. Con el análisis elemental: se tiene en cuenta la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos del compuesto y con la base de 100 gr, se obtiene la cantidad de masa de cada uno de los elementos del compuesto

11.2. .A cada masa componente, se le divide entre su peso atómico correspondiente, en gramos, con la finalidad de obtener el número de átomo-gramo de cada uno de ellos (número de moles)11.3. .A cada uno de los valores de átomo-gramo (obtenidos en el punto anterior), se le divide por el número de átomo-gramo más pequeño, reconociéndosele a este valor como subíndices del elemento11.4. .Se procede a escribir la fórmula empírica del compuesto, escribiendo todos los elementos, componentes del compuesto, con su subíndice correspondiente (obtenidos en el punto anterior)11.5. .Si alguno de los subíndices de la formula empírica es un numero decimal, deberá a cada uno de estos subíndices, ser multiplicado por un factor de la mínima relación de números enteros.

11. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS MOLECULARES 12.1. Esta determinación se basa en el conocimiento de la fórmula empírica (es decir; realizar todos los pasos anteriores). Calcular el peso molecular de la fórmula empírica12.2. Determinar el peso molecular del compuesto real (o la masa molecular) por cualquier método.12.3. Hallar la relación entre el peso molecular del compuesto real y el peso molecular de la fórmula empírica12.4. Se procede a escribir la fórmula real del compuesto, escribiendo la fórmula empírica y cada uno de sus subíndices se mostraran multiplicados por el factor de la relación mencionado en el punto anterior, por ejemplo: (COH2)6 = C6H6H12, siendo la fórmula empírica COH2, la relación entre fórmulas 6 y la formula molecular C6H6H12

12.5. En algunos casos, puede coincidir la fórmula empírica con la fórmula molecular, y en otros casos, la fórmula molecular será un múltiplo entero de la fórmula empírica

13. REACTIVO LIMITANTE Los cálculos de las cantidades de reactantes o productos obtenidos, se hacen sobre la base de las relaciones estequiométricas representadas por las ecuaciones químicas balanceadas. Sin embargo, las reacciones que se verifican en la práctica casi siempre son diferentes. En el laboratorio, la industria o naturaleza, resulta poco lógico que las cantidades de reactantes disponibles sean justamente las necesarias para la reacción.Casi siempre se da el caso que hay menor cantidad de un reactante con respecto a la que se necesita para que se combinen todos los reactantes presentes.

El REACTIVO LIMITANTE es la sustancia que reacciona completamente, por lo que qué se consume primero en la reacción. Limita el grado de verificación de la reacción, dado que la máxima cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactante que se encuentra presente originalmente.. Cuando se acaba este reactante, no se puede formar más producto. Se dice entonces que el otro o los otros reactantes están en exceso, pues quedará una parte de ellos sin reaccionar y se les conoce como reactivos excedentes. . Los cálculos que se hacen sobre la base de la ecuación balanceada deben empezar con la cantidad del reactivo limitante. Para determinar cuál de los reactantes es el reactivo limitante, se calcula la relación de moles disponibles para reaccionar y se compara con la relación estequiométrica por la ecuación balanceada. Después de determinar cuál es el reactante limitante, se procede a calcular el peso del producto de la reacción

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO