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ESTEQUIOMETRIA
CONTENIDO
Estequiometria.- Leyes ponderales.- Leyes volumétricas.- Pureza de reactante.- Reactivo limitante.- Rendimiento de una reacción.- Ejercicios y problemas.- Evaluación
COMPETENCIAS
Las competencias que se pretende lograr para el presente capítulo son los siguientes:
Conocer la importancia de los cálculos estequiométricos.
Aplicar el manejo de ecuaciones químicas en la resolución de problemas de estequiometria.
Balancear ecuaciones químicas.
Interpretar y aplicar la ley de la estequiometria.
Interpretar el significado cualitativo y cuantitativo de una ecuación química balanceada
Deducir las relaciones masa/masa y masa/volumen de las ecuaciones individuales en una ecuación química
Realizar cálculos químicos que involucren:
Reactivos químicamente puros
Reactivos y productos con determinado grado de pureza
Exceso de reactivo y reactivo limitante en una reacción
Rendimiento o eficiencia de una reacción
ESTEQUIOMETRIA
Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reaccionantes y productos). Estas relaciones pueden ser:
Mol – mol, mol – gramo, gramo – gramo, mol – volumen, volumen – gramos, volumen – volumen.
Para emplear correctamente las relaciones cuantitativas, se tiene que tener en cuenta las siguientes etapas:
Ajustar la ecuación química
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
Convertir las masas a moles o de acuerdo al problema
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
Reconvertir las moles a masas si se requiere
Recordemos los siguientes términos:
Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 12 gramos de 12C.
Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023. Se abrevia como 6,02 x 1023 y se conoce como número de Avogadro.
Masa Molar.- Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.
Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar.
La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio de las masas relativas de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:
Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier), 1789.
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.
Así, por ejemplo, si se descomponen completamente 100 g de carbonato de calcio, se obtienen 100 g de productos (óxido de calcio y dióxido de carbono).
En la física actual, la materia y la energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es la energía, m la masa y c la velocidad de la luz
La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares. Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos reaccionantes disminuye en 4,65 x 10-9 g, cantidad totalmente inobservable.
Ley de las proporciones definidas (o de Proust), 1801.
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en masa constante independientemente del proceso seguido para formarlo.
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista, para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en masa, es decir, una proporción ponderal constante.
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.
Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton), 1803.
Las cantidades de materia de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento, para formar compuestos diferentes, están en una relación de números enteros sencillos.
La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos.
Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre respectivamente. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.
Ley de las proporciones recíprocas (o de Richter), 1792.
Las masas de dos diferentes elementos que se combinan con una misma masa de un tercer elemento dado, dan la relación de masas de estos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas.
Así, por ejemplo, 28 g de nitrógeno reaccionan completamente con 48 g de oxígeno, formándose 76 g de trióxido de dinitrógeno. 6 g de hidrógeno reaccionan completamente con 48 g de oxígeno, formándose 54 g de agua. Para reaccionar 28 g de nitrógeno completamente con 6 g de hidrógeno, formándose 34 g de amoníaco. |
