ESTEQUIOMETRÍA

LA ESTEQUIOMETRÍA:

El origen de la palabra Estequiometría proviene del griego stoicheion, que significa "elemento" y metro, que significa "medida". En términos químicos, la estequiometría se refiere a los cálculos que se hacen sobre las bases de las relaciones ponderales de las sustancias que participan en una reacción y que se expresan en una ecuación química, lo cual involucra a la vez cálculos con fórmulas. Los cálculos estequiométricos requieren el manejo adecuado de la masa molar (peso molecular) de las sustancias que participan en una reacción, el ajuste de las ecuaciones químicas, así como la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones definidas.

La estequiometría se aplica en los procesos industriales para conocer la masa de las sustancias involucradas y el rendimiento de una reacción en particular, y hacer así las inversiones económicas necesarias. Por otra parte, nos permite conocer kla cantidad de contaminantes que se pueden acumular o formar en un determinado lugar, si se mantiene cierto flujo de materiales en tales ambientes. Los cálculos estequiométricos permiten hacer predicciones acerca de los reaccionantes y productos que participan en una reacción química en relación con las masas involucradas.

Lo primero que se debe hacer para realizar un cálculo estequiométrico es balancear la ecuación química de interés; sin el balanceo, cualquier cálculo basado en la ecuación carece de sentido. Asimismo, las fórmulas de las diversas sustancias participantes en la reacción deben estar correctamente expresadas. La interpretación cuantitativa que se realice sobre las sustancias reaccionantes y los productos generados tienen implícito el manejo adecuado de las leyes que rigen el cambio químico. Por tal razón, la estequiometría es un conocimiento fundamental que debe manejar cualquier persona que desee comprender los principios básicos y prácticos que rigen la transformación de la materia.

HACIENDO CÁLCULOS CON REACCIONES

PROBLEMA:

En un tubo de ensayo se colocan 3 gramos de cloruro de potasio y se le añade una pequeñísima cantidad de dióxido de manganeso que actuará como catalizador. Se calienta suavemente con un mechero hasta que comience la reacción por burbujeo; se continúa calentando suavemente hasta que ya no veas más burbujeos. Como podrás observar quedará un sólido en el tubo de ensayo y se desprendíaa un gas durante el calentamiento. Calcula por diferencia la masa del producto sólido obtenido en el tubo de ensayo.

ANÁLISIS E INTERPRETACIÓN:

a) Representa la ecuación completa y balanceada de esta reacción, en la que participan las siguientes sustancias:

Clorato de potasio----------------> Cloruro de potasio + oxígeno

2KClO3 ----------------> 2KCl + 3O2

b) Determina el peso molecular (masa molar) del clorato de potasio, cloruro de potasio y oxígeno molecular presente en la reacción química

Peso molecular de clorato de potasio:

PM de KClO3 = 2(Pat K + Pat Cl + 3xPat O) g/mol

PM de KClO3 = 2(39,09 + 35.45 + 3 x 16,00) g/mol

PM de KClO3 = 2(39,09 + 35.45 + 48,00) g/mol

PM de KClO3 = 245.08 g/mol

Peso molecular de cloruro de potasio

PM de KCl = 2(Pat K + Pat Cl) g/mol

PM de KCl = 2(39.09 + 35.45) g/mol

PM de KCl = 149.08 g/mol

Peso molecular de oxígeno molecular

PM de O2 = 3(2 x Pat O) g/mol

PM de O2 = 3(2 x 16) g/mol

PM de O2 = 96 g/mol

c) Convierte la masa (3 gramos) de clorato de potasio reaccionante en moles

moles = gramos / peso molecular

moles = 3 g/245.08 g/mol (se eliminan los g y queda en mol)

moles = 0.01 mol

d) Calcula los moles de cloruro de potasio que se deberían formar a partir de loa masa de clorato de potasio reaccionante, para lo cual se plantea una regla de 3 simple (de acuerdo a la ecuación química balanceada)

2 mol de clorato de potasio---------------------------- 2 mol de cloruro de potasio

0.01 mol de clorato de potasio ------------------------ X

x = 0.01mol de clorato de potasio x 2 mol de cloruro de potasio / 2 mol de clorato de potasio

(eliminando mol de clorato de potasio queda en mol de cloruro de potasio)

x = 0.01 mol de cloruro de potasio

e) Convierte los moles de cloruro de potasio en gramos

mol = gramos / peso molecular

gramos de cloruro de potasio = mol x peso molecular

gramos de cloruro de potasio = 0.01 mol x 149.08 g/mol (eliminando mol queda en g)

gramos de cloruro de potasio= 1.49 g

f) Calcula los moles de oxígeno que producirían los 3 g de clorato de potasio descompuesto (para lo cual se planteará una regla de 3 simple a partir de la ecuación química balanceada)

2 mol de clorato de potasio----------------- 3 mol de oxígeno molecular

0.01 mol de clorato de potasio-------------- x

x = 0.01 mol de clorato de potasio x 3 mol de oxígeno molecular / 2 mol de clorato de potasio

(eliminando mol de clorato de potasio queda en molo de oxígeno molecular)

x = 0.02 mol de oxígeno molecular

g) Calcula el volumen en litros del oxígeno producido

22,4 litros de un gas = 1 mol del gas (se plantea una regla de 3 simple con esta igualdad)

22,4 l -------------- 1 mol de Oxígeno molecular

x -------------- 0.02 mol de oxígeno molecular

x = 0.02 mol de oxígeno molecular x 22,4 l / 1 mol de oxígeno molecular

(eliminando mol de oxígeno molecular queda el litro)

x = 0.45 l de oxígeno

h) Calcula la masa en gramos del oxígeno producido

moles = gramos / peso molecular

gramos = mol x peso molecular

gramos = 0.02 mol x 96 g/mol (eliminando mol queda en gramos)

gramos = 1.92 g de oxígeno

i) Haz un resumen para mostrar los resultados de los cálculos

Clorato de potasio

masa = 3 g

peso molecular = 245.08 g/mol

moles = 0.01 mol

Cloruro de potasio

masa = 1.49 g

peso molecular = 149.08 g/mol

moles = 0.01

Oxígeno molecular

masa = 1.92 g

peso molecular = 96 g/ mol

volumen molar = o.45 l

moles = 0.02 mol

BALANCEO Y AJUSTE DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

BALANCEO POR TANTEO DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Según la Teoría Atómica y la Ley de Conservación de la masa, los átomos no se crean ni se destruyen durante cualquier reacción química, simplemente se reacomodan. La acción de esta ley se refleja en las ecuaciones balanceadas o ajustadas

El balanceo, igualación o ajuste de una ecuación química consiste en igualar el número de átomos de los reaccionantes con el número de átomos de las sustancias producidas. Para esto se utilizan números que se colocan como coeficientes al lado izquierdo del símbolo o fórmula química de las sustancias y se denominan coeficientes estequiométricos. El ajuste de una ecuación química se puede hacer por tanteo, es decir, colocando números de manera tentativa hasta conseguir los adecuados. Aunque el proceso es un poco al azar, hay ciertas reglas que ayudan a minimizar el desatino y conseguir un ajuste efectivo. Estas reglas se pueden clasificar así:

a) Lo que se debe hacer

1. Escribir la ecuación con los nombres de las sustancias participantes

2. Sustituir los nombres de las sustancias por sus fórmulas o símbolos.

3. Revisar que la ecuación esté completa y escrita correctamente.

4. Verificar si la ecuación se encuentra ya balanceada

5. Balancear primero los elementos metálicos y luego los no metálicos

6. Balancear los iones (si se da el caso)

7. Balancear de último los átomos de hidrógeno y oxígeno presentes en la ecuación

8. Usar los número enteros lo más pequeños posibles para balancear

9. Escribir el número comon coeficiente de la fórmula pertinente; cuando el coeficientes es uno (1) no se escribe, se sobreentiende

10. Contar el número de átomos multiplicando el coeficiente por los respectivos subíndices de la fórmula y sumando todos los átomos de un elemento que estén de un mismo lado de la ecuación

11. Verificar el balanceo final y reajustar, si es necesario

b) Lo que no se debe hacer

1. Introducir símboloss o fórmulas de sustancias no participantes

2. Alterar la posición de los reactaantes a productos o viceversa

3. Alterar los subíndices de las fórmulas químicas

4. Colocar el coeficiente estequiométrico en el medio de la fórmula química, es decir, no se deben fraccionar las fórmulas químicas

Información cuantitativa de una ecuación química

Una ecuación química balanceada presenta la siguiente información

1. El coeficiente estequiométrico representa la cantidad de sustancia en moles de reactivos y productos

2. La masa de las sustancias en gramos se pueden conocer estableciendo las conversiones pertinentes a través de sus masas molares (peso molecular)

3. El volumen de los gases participantes de la reacción se pueden conocer a partir de las relaciones estequiométricas dadas en moles y volumen molar de 22,4 litros

En general, una ecuación química permite hacer predicciones sobre cantidades de reactantes y productos, tomando como base las relaciones estequiométricas entre ellos. Esto permite predecir:

a) La cantidad de sustancia que se puede formar a partir de cierta cantidad de reactantes

b) La cantidad de sustancia que se necesita para formar cierta cantidad de producto

c) Las cantidades de reactantes que se pueden combinar

d) Las cantidades de sustancias que pueden sobrar en una reacción

Así se hace el Balanceo de una ecuación

En la descomposición del clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno. Representa y balancea la ecuación correspondiente. En este ejercicio se debe hacer lo siguiente:

1. Ecuación con el nombre de las sustancias

clorato de potasio --> cloruro de potasio + oxígeno

2. Ecuación con fórmulas químicas

KClO3 (s) ----------> KCl(s) + O2 (g)

3. La ecuación tiene escrita de forma correcta las sustancias participantes

4. La ecuación no está balanceada: Hay 3 átomos de oxígeno del lado izquierdo y dos al lado derecho, aunque el K y el Cl están ajustados

5. Se trata de balancear la ecuación igualando el oxígeno a ambos lados de ella:

2 KClO3 (s) -------------- > KCl(s) + 3 O2 (g)

Aunque solucionamos el problema para el oxígeno, descuadramos los átomos de K y Cl, por lo que hay que tratar de balancearlos con otro coeficiente:

2 KClO3 (s) ---------------> 2 KCl(s) + 3 O2 (g)

6. Se cuenta el número de átomos a ambos lados de la ecuación:

2 átomos de K = 2 átomos de K

2 átomos de Cl = 2 átomos de Cl

6 átomos de O = 6 átomos de O

7. La ecuación está toda balanceada

LA ECUACIÓN QUÍMICA

REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química es la transformación de una sustancia en otras. A las sustancias que reaccionan se les denominan Reactantes. A las nuevas sustancias se les denomina Productos.

En la siguiente ecuación química, por ejemplo:
CaO + H2O ------------------>Ca(OH)2

Los reactantes son el óxido de calcio (CaO) y el agua (H20). De esta reacción sale un solo producto, el hidróxido de calcio Ca(OH)2.


¿Qué es una ecuación química?
Las reacciones químicas se representan mediante una ecuación química. En otras palabras, una ecuación química es la forma como se simboliza una reacción química. Las sustancias que reaccionan se escriben primero, seguidas de una flecha y luego, se escriben los productos.

C + O2 -------------------> CO2
Reactantes Productos


NaOH + HCl ----------> NaCl + H2O

Reactantes Productos


Características de una ecuación química:

1. La ecuación química debe indicar el estado físico de los reactivos y de los productos.

Para ello se emplean los siguientes símbolos:
(g) representa el estado gaseoso
(s) representa el estado sólido
(l) representa el estado líquido
(ac) representa una disolución acuosa

Usualmente estas símbolos se omiten y sólo se usan cuando es estrictamente necesario.

2. En la ecuación química se deben identificar los catalizadores. Los catalizadores son aquellas sustancias que permiten acelerar una reacción química. Los catalizadores se deben escribir sobre la flecha que separa los reactivos de los productos.

3. En toda reacción química se presenta absorción o desprendimiento de energía. Una reacción que desprende energía se conoce como exotérmica. Cuando la reacción absorbe energía se le denomina endotérmica.

Las reacciones se clasifican en:


Síntesis
Análisis o descomposición
Desplazamiento o sustitución
Intercambio o doble desplazamiento
Reacciones de neutralización


Reacción de Síntesis

Son aquellas en las cuales dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
A+B -------->AB

4Al + 3O2-----------> 2Al2O3

Reacción de Descomposición o análisis

Son aquellas en las cuales, a partir de una sola sustancia, se obtienen varios productos.
En estas reacciones, generalmente, se necesita la acción del calor.

AB (calor)-------------> A+B

2KClO3 ---------------> 2KCl + 3O2

Reacción de Desplazamiento o sustitución

En esta reacción un átomo sustituye a otro en la molécula. Por ejemplo, un metal reemplaza a otro menos activo
AB + C-------------> CB + A

Mg + CuSO4---------->MgSO4 + Cu


Reacción de Intercambio o doble desplazamiento

En las reacciones de doble desplazamiento presenta un intercambio de átomos entre las sustancias que reaccionan

AB + CD -------------> AC + BD

AgNO3 + HCl -------------> AgCl + HNO3


Reacciones de neutralización

Son aquellas en las que un ácido reacciona con una base para formar una sal y agua

NaOH +HCl ---------------> NaCl + H2O



PROBLEMAS PARA RESOLVER:

¿Qué clase de reacción se presenta en cada caso? Explica tu respuesta:

BeO + SO3 --------> BeSO4

Cl2 + 2 NaBr --------> 2NaCl + Br2

BeCO3 + 2HCl --------> BeCl2 + H2O + CO2

Mg(NO3)2 + KOH --------> Mg(OH)2 + KNO3

CaO + H2O --------> Ca(OH)2

AMEDEO AVOGADRO

AMEDEO AVOGADRO (1776 – 1856)

Químico y físico italiano. Nació el 9 de junio de 1776 en Turín, Italia y murió el 9 de julio de 1856.

En 1792 se graduó como doctor en derecho canónico, pero no ejerció. En vez de ello, mostró verdadera pasión por la física y la química, y una gran destreza para las matemáticas.

Recapacitando sobre el descubrimiento de Charles (publicado por Gay -Lussac) de que todos los gases se dilatan en la misma proporción con la temperatura decidió que esto debía implicar que cualquier gas a una temperatura dada debía contener el mismo número de partículas por unidad de volumen. Avogadro tuvo la precaución de especificar que las partículas no tenían por qué ser átomos individuales sino que podían ser combinaciones de átomos (lo que hoy llamamos moléculas).

Con esta consideración pudo explicar con facilidad la ley de la combinación de volúmenes que había sido anunciada por Gay-Lussac y, basándose en ella, dedujo que el oxígeno era 16 veces más pesado que el hidrógeno y no ocho como defendía Dalton en aquella época.

Enunció la llamada hipótesis de Avogadro: iguales volúmenes de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, si ambos se encuentran a igual temperatura y presión.

Ese número, equivalente a 6,022· 10²³, es constante, según publicó en 1811. Como ha ocurrido muchas veces a lo largo de la historia las propuestas de Avogadro no fueron tomadas en cuenta, es más, Dalton, Berzelius y otros científicos de la época despreciaron la validez de su descubrimiento y la comunidad científica no aceptó de inmediato las conclusiones de Avogadro por tratarse de un descubrimiento basado en gran medida en métodos empíricos y válido solamente para los gases reales sometidos a altas temperaturas pero a baja presión.

Sin embargo, la ley de Avogadro permite explicar por qué los gases se combinan en proporciones simples.

Fue su paisano Cannizaro quién, 50 años más tarde, se puso a su favor y la hipótesis de Avogadro empezó a ser aceptada. A partir de entonces empezó a hablarse del número Avogadro.

Químico y físico italiano. Nació el 9 de junio de 1776 en Turín, Italia y murió el 9 de julio de 1856.

En 1792 se graduó como doctor en derecho canónico, pero no ejerció. En vez de ello, mostró verdadera pasión por la física y la química, y una gran destreza para las matemáticas.

Recapacitando sobre el descubrimiento de Charles (publicado por Gay -Lussac) de que todos los gases se dilatan en la misma proporción con la temperatura decidió que esto debía implicar que cualquier gas a una temperatura dada debía contener el mismo número de partículas por unidad de volumen. Avogadro tuvo la precaución de especificar que las partículas no tenían por qué ser átomos individuales sino que podían ser combinaciones de átomos (lo que hoy llamamos moléculas).

Con esta consideración pudo explicar con facilidad la ley de la combinación de volúmenes que había sido anunciada por Gay-Lussac y, basándose en ella, dedujo que el oxígeno era 16 veces más pesado que el hidrógeno y no ocho como defendía Dalton en aquella época.

Enunció la llamada hipótesis de Avogadro: iguales volúmenes de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, si ambos se encuentran a igual temperatura y presión.

Ese número, equivalente a 6,022· 10²³, es constante, según publicó en 1811. Como ha ocurrido muchas veces a lo largo de la historia las propuestas de Avogadro no fueron tomadas en cuenta, es más, Dalton, Berzelius y otros científicos de la época despreciaron la validez de su descubrimiento y la comunidad científica no aceptó de inmediato las conclusiones de Avogadro por tratarse de un descubrimiento basado en gran medida en métodos empíricos y válido solamente para los gases reales sometidos a altas temperaturas pero a baja presión.

Sin embargo, la ley de Avogadro permite explicar por qué los gases se combinan en proporciones simples.

Fue su paisano Cannizaro quién, 50 años más tarde, se puso a su favor y la hipótesis de Avogadro empezó a ser aceptada. A partir de entonces empezó a hablarse del número Avogadro.

CALCULOS CON EL Nº DE AVOGADRO

EL CONCEPTO DE MOL CÁLCULOS CON EL NÚMERO DE AVOGADRO ELEMENTO SÍMBOLO PESO ATÓMICO GRAMOS MOLES Nº DE ÁTOMOS HIERRO Fe 55,85 g/mol 150 gramos COBRE Cu 63,54 g/mol 5 moles ORO Au 197,0 g/mol 1,25 x 1023 átomos Usando las fórmulas siguientes, calcula los valores de las ventanas que se encuentran en blanco y coloca los resultados que obtengas en la tabla que de damos moles = gramos / peso atómico Nº de átomos = moles x Nº de Avogadro Fórmula peso molecular gramos moles Nº de moléculas NaOH 570 g CuSO4 15 moles C6H12O6 3.01 x 1023 Calcula los pesos moleculares, como ya se ha enseñado, y colócalos en su respectiva ventana de la tabal, con esos resutados y con las formulas que siguen, calcula los valores de las ventanas que están vacías y luego coloca su resutado en cada celda respectiva mol = gramos / peso molecular Nº moléculas = moles x Nº de Avogadro Nº de Avogadro = 6.02 x 1023 átomos ó moléculas/mol

Las Reacciones Químicas

Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en otra u otras con propiedades diferentes. Para que pueda existir una reacción química debe haber sustancias que reaccionan y sustancias que se forman. Se denominará reaccionante o reactivo a la sustancia química que reacciona. A las sustancias que se generan debido a una reacción química se les denomina sustancia resultante o producto químico. Los cambios químicos alteran la estructura interna de las sustancias reaccionantes.

Generalmente, se puede decir que ha ocurrido una reacción si se observa que al interactuar los "supuestos" reaccionantes se da la formación de un precipitado, algún cambio de temperatura, formación de algún gas, cambio de olor o cambio de color durante la reacción.

A fin de expresar matemática una reacción química se hace necesario utilizar una expresión en la cual se señalan los reactivos y los productos. Esta expresión recibe el nombre de ecuación química.

Existen cuatro tipos de reacciones:

a) Combinación
b) Descomposición
c) Desplazamiento
d) Doble combinación

Las reacciones también pueden ser clasificadas en

a) Reacción química homogénea y

b) Reacción química heterogénea.

El estudio de la rapidez con la que se efectúa una reacción química, consumiendo reaccionantes químicos y liberando productos químicos, se denomina cinética química. Se puede expresar la rapidez de reacción como la relación que se presenta entra la masa de reaccionante consumida y tiempo que dura la reacción. También se puede tomar la rapidez de reacción como la relación existente entre la masa formada de producto y el tiempo de reacción.

Existen varios factores que puede acelerar la rapidez de la reacción química. Por ejemplo, si la concentración de los reaccionantes aumenta, esto traerá como consecuencia que se incremente la rapidez de la reacción química. De forma parecida si la superficie de contacto entre los reaccionantes aumenta, también se verá un efecto de aumento de la velocidad de reacción química. Otro factor que incrementa la rapidez de la reacción química es el cambio de la temperatura. Los catalizadores positivo y los catalizadores negativos también incidirán en el aumento o la disminución de la rapidez de la reacción química.

Al analizar una reacción química es muy importante tener en cuenta la ley de la conservación de la masa. Esto quiere decir, que, en toda reacción química la masa total de las sustancias químicas reaccionantes tiene que ser igual a la masa total de los productos químicos. Efectivamente, la ley de la conservación de la masa establece que la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Otro aspecto que se debe tomar en cuenta al analizar las reacciones química es que en una reacción química las sustancias reaccionan en proporciones fijas de masa. El químico francés Joseph Louis Prost enunció este fenómeno de la siguiente manera:"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación fija de masa". Este principio en el comportamiento de la reacción química trae como consecuencia que, como las sustancias químicas siempre reaccionan en la misma proporción, si uno de los reaccionantes se encuentra en exceso con respecto al otro, el exceso no participará en la reacción.

Esta ley tiene, también, un corolario que expresa:"Todo compuesto químico en estado de pureza contiene siempre los mismos elementos en una proporción constante de masa". A este corolario se le denomina: Ley de la composición Constante.

LA LEY DE AVOGADRO

EL CONCEPTO DE MOL
LEY DE AVOGADRO

LEY DE AVOGADRO: Relación entre la cantidad de gas y su volumen

Cuya fórmula es V = k n, donde V = volumen; n = moles del gas y K = constante de proporcionalidad.

Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión.

Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

* Si aumentamo la cantidad de gas, aumentará el volumen
* Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye

Para cualquier volumen de gas con respecto a la cantidad de gas, la relación que existe entre ellas, será siempre la misma y corresponde a la constante K

Volumen = K
cantidad de gas


Supongamos que tenemosuna cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 , al comienzo de un experimento. Si variamos la cantidad del gas hasta un cierto valor n2, entonces el volumen variará en consecuencia hasta V2, y se cumplirá:
V1 = V2
n1 n2
que es otra manera de expresar la Ley de Avogadro

Ejemplo
Sabemos que 3,5 litros de un gas contienen 0,875 moles. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1,4 moles ¿Cuál será el nuevo volumen de gas? ((a temperatura y presión constantes?

Solución: Usamos la ecuación de la Ley de Avogadro V1.n1 = V2.n2

lo que significa (3,5 l) (1,4 mol) = (V2) (0,875 mol)

Despejando V2 y realizando los cálculos, se obtendrá que V2 = 5,6 litros