Química General

I Semestre 2014

ESTEQUIOMETRÍA

Definición La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.

Principio científico

• En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos o reactantes se modifican para dar lugar a los productos.

• A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia, que implica las dos leyes siguientes:

1.- La conservación del número de átomos de cada elemento químico

2.- La conservación de la carga total

• Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

Balance o ajuste de ecuaciones

¿Qué significa ajustar o balancear una reacción?

Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente antes de comenzar y al finalizar la reacción y, por tanto, debe respetar las leyes de conservación del número de átomos y de la carga total.

Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas o de átomos, o de iones o de moles; es decir, la cantidad de materia que se consume o se transforma).

Mol

Un concepto que se utiliza para medir la cantidad de partículas como los átomos, las moléculas. Número de átomos en el elemento 6C12 es igual a 1 mol. Número de partículas en un mol se llama número de Avogadro;

6,022 *1023. Un átomo de mol contiene 6,022 *1023 átomos Una molécula de mol contiene 6,022*1023 moléculas 1 mol de iones contiene 6,022 *1023 iones Mol = Número de partículas / Avogadro 's Número

Elementos y compuestos

Los átomos se combinan para formar los compuestos y siempre que lo hacen en una proporción de números enteros sencillos. Por ejemplo: cuando se combinan dos elementos químicos A y B para formar un compuesto AB, y utilizamos una cantidad cualquiera de estos elementos, “sobrará” una porción del elemento que está en exceso. Una representación gráfica de esto sería la siguiente:

Reacción entre 3 moles de A, 5 de B para dar 3 de AB y 2 de B

Lo que conocemos como Ley de Dalton o ley de proporciones múltiples, que establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, al mantener constante la masa de uno de los elementos, las masas de combinación del otro elemento se encuentran en una relación de números enteros sencillos.

Una de las propiedades de un átomo es su masa, que se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo.

El valor de masa atómica de los elementos que se informa en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos estables del elemento ponderado por su abundancia natural.

Ejemplos

¿Cuántos moles de Hierro (Fe) representan 25 gramos de Hierro (Fe)?

¿Cuántos átomos de Magnesio están contenidos en 5 gramos de Magnesio?

¿Cuántos gramos de Cobre habrá en 0,55 moles de Cobre?

Masa Molar de un compuesto

Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.

A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos

Calcule la masa molar del hidróxido de potasio KOH

Ejercicio: Calcula el peso molecular de los siguientes compuestos:

a) HNO3

b) H2SO4

c) NH3

Composición Porcentual

Se define como el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. La misma (composición porcentual) se obtiene al dividir la masa de un elemento contenida en un mol de compuesto, entre la masa molar del compuesto y multiplicarla por 100%. (de esta manera si un elemento X tiene 2g en un mol de un compuesto de masa molar 18g, su composición porcentual será (2g/18g)*100% = 11.1%).

Por ejemplo el H₂O. Un mol de H₂O, está conformada por 2 moles H y 1 mol de O. Es decir que su masa molar será 18.016 g (1.008 g cada H y 16.00 g cada O).

Composición porcentual:

%H = [(2*1.008g)/(18.016g)]*100%= 11.2%

%O = [(16g)/(18.016g)]*100%= 88.8%

Y es correcto, ya que la suma de ambos porcentajes es 100%.

Porcentaje de Cloro en diversos compuestos

Reacciones Químicas

Como dijimos, la estequiometría establece relaciones entre las moléculas o elementos que conforman los reactantes de una ecuación química con los productos de dicha reacción. Debemos saber que todas las reacciones establecen una relación en moles de compuesto o elemento y no en gramos de ellos. Por ejemplo, la siguiente reacción:

5 Ca + V₂O₅ = 5 CaO + 2 V

Mientras que esta reacción: requiere cinco moles de calcio, un mol de V2O5 (pentóxido de vanadio) para dar cinco moles de CaO (óxido de calcio) y dos de V. Los números delante de los reactantes o productos se llaman coeficientes estequiométricos y, como vimos, indican en qué proporción se encuentran para que la reacción ocurra

Razones Estequiométricas

• Se define como el cociente entre dos coeficientes estequiométricos se le denomina razón estequiométrica, y es un parámetro constante y universal para cada par de participantes en una reacción.

Reactantes Producto

En esta reacción la razón estequiométrica entre el oxígeno y el hidrógeno es:

La razón indica que se requieren 2 mol de hidrógeno por 1 de oxígeno para poder reaccionar

Los cálculos estequiométricos permiten determinar las cantidades de sustancias que participan en una reacción química.

Las cantidades de sustancias reaccionantes y productos formados VAN A ESTAR EN PROPORCION de las MASAS de las sustancias que participan, de los MOLES de cada una de ellas y de su MASA MOLAR.

Ejemplos Se desean obtener 150 g de Hidróxido de Sodio mediante la siguiente reacción. Calcule el número de mol de Na₂CO3 requeridos.

Na2CO3 + Ba (OH)2 = NaOH + BaCO3

Balancear:

Na2CO3 + Ba (OH)2 = 2NaOH + BaCO3

x moles 150 g

Na2CO3 + Ba (OH)2 2NaOH + BaCO3

1 mol 80 gramos

Volumen Molar

En muchas reacciones, los reactivos y/o productos son gases y estos gases se miden generalmente en volumen. En estos problemas se sigue el mismo procedimiento que en los anteriores, solo que se debe considerar que:

1 mol de cualquier gas a condiciones Estándares de Temperatura y Presión (presión = 1 atm y temperatura = 0ºC) ocupará un volumen de 22,4 litros.

Se sabe que a condiciones diferentes de temperatura y presión el volumen se obtiene con la ecuación

PV = nRT

Ejemplo

• Qué volumen de CO₂ se obtiene en condiciones NTP en la combustión total de 50 gr de metano?

CH4 + O2 = CO2 + H2O

1.- Balancear la ecuación:

CH4 + 2 O2 = CO2 + 2 H2O

2.- Establecer la relación estequiométrica:

50 g x Vol CH4 + 2 O2 = CO2 + 2 H2O

16g 22.4 l/mol

Ley de Conservación de la Masa

• La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales.

• Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como:

«En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos»

Lavoisier

• Fue uno de los científicos que más contribuyó al desarrollo de la química moderna. Con sus experimentos, evolucionó el concepto de la combustión trazando un nuevo paradigma sobre el papel del oxígeno en los procesos químicos y dando forma a la aún vigente Ley de conservación de la masa. Antoine Lavoisier y su esposa.

"En toda reacción química, la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos".

• En otras palabras, la materia no se crea ni se destruye durante un proceso químico sino que sólo se reorganiza.

Ejemplo

NaOH + H₂SO₄ ---------------> Na₂SO₄ + H₂O

1) Equilibrar ecuación

2) Obtener pesos atómicos de cada elemento en reactivos, luego pesos moleculares.

3) Obtener pesos atómicos de cada elemento en productos, luego pesos moleculares

4) Comparar si las masas a cada lado son iguales.

Ley de Proust • La ley de las proporciones definidas o la Ley de Proust enuncia:

Cuando se combinan dos o más elementos para dar un compuesto determinado, siempre lo hacen en la misma proporción fija, con independencia de su estado físico y de la manera de obtenerlo.

Para ver cómo se cumple la Ley de Proust, considere el compuesto agua. El agua contiene dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O), un hecho que puede representarse simbólicamente por una fórmula química, la conocida fórmula H2O.

Las dos muestras descritas a continuación tienen las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa.

Por ejemplo, para determinar el porcentaje en masa de hidrógeno, simplemente se divide la masa de hidrógeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra se obtendrá el mismo resultado: 11,9 por ciento de H.

Las leyes de Lavoisier y Proust consisten en medir la cantidad de una sustancia en laboratorio e industria, es la garantía de que en un proceso químico no ocurre creación ni destrucción de materia, por eso es denominada ley de la conservación de la masa.

La ley de Proust es la garantía de proporcionalidad entre la masa de las sustancias reactivas y de los productos en una reacción química; por esto es denominada ley de las Proporciones Definidas.

Esas leyes, en la industria y en el laboratorio, sirven tanto para calcular la cantidad de reactivos en la preparación de sustancias como la cantidad de productos que deberán ser obtenidos.

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac)

A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos.

Ejemplo:

1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).

Ejemplo

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma están en una relación de números enteros sencillos.

La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y líquidos reaccionantes.

Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica

• Ley de Proust

Ley de Dalton