Es la parte de la química que se encarga de la medición de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química
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| ESTEQUIOMETRIA Es la parte de la química que se encarga de la medición de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. UNIDADES QUÍMICAS En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos o moléculas, para contar tales partículas, se cuentan con ciertas unidades que se llaman unidades químicas, siendo los principales el peso atómico, el átomo gramo, el mol, el peso molecular y el volumen molar.
La masa atómica de cada elemento está representada en la tabla periódica mediante un numero fraccionario, para cuestiones prácticas lo redondearemos a un número entero, tomando en cuenta el numero después del punto (decimal) si es .4 o menor, se queda en el mismo número, pero si es .5 o mayor sube al siguiente numero. Ejemplos:
La masa molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Ejemplo: Sustancia Masa molecular HCl + H= 1 Cl= 35 36 u.m.a. Fe2(CO3)3 Fe= 56 X 2= 112 + C= 12 X 3= 36 O= 16 X 9= 144 292 u.m.a.
Un mol de átomo es igual al número de átomos contenidos en su peso atómico. Un mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en peso molecular. La palabra mol no significa molécula se deriva del latín moles que significa montón pila. 1 Mol de N = 6.02 X 1023 átomos 1 Mol de H2O = 6.02 X 1023 moléculas
Átomo = átomo-gramo 1 mol Na = 23grs. Compuesto= molécula-gramo 1 mol H₂O= 18grs.
TPN/CNPT= condiciones normales de presión y temperatura. 1 mol O₂ (TPN) = 22.4L Equivalencias 1 mol es equivalente a 6.02 × 1023 partículas (átomos, moléculas o iones) 1 mol es equivalente a la masa atómica en gramos. 1 mol es equivalente a la masa molecular de un compuesto 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y 1 atm de presión. Leyes Ponderales Los primeros químicos identificaron y caracterizaron un gran número de sustancias; percibieron sus texturas, observaron sus formas y sus colores, las olieron y hasta las probaron (a veces poniendo en riesgo sus vidas). Además, las hicieron reaccionar unas con otras y registraron los cambios que se presentaban durante y después de cada reacción. Aunque desde la época de Paracelso resultaba evidente que en algunos procesos la cantidad de sustancia involucrada era importante, no fue sino hasta principios del siglo XIX cuando la química empezó a ser cuantitativa. Fue así que, mediante la realización e muchos experimentos y la incorporación de la balanza como herramienta de medición, se determinaron ciertas leyes que, en conjunto, se conocen como leyes ponderales. Ley de conservación de la masa: en toda reacción química la masa total antes y después del cambio es la misma. Fue elaborada en 1785 por Antonie Lavoisier, considerado el padre de la química. Esta ley indica que cuando se hace reaccionar 2 o más sustancias, la masa total de estos reactivos corresponde exactamente a la masa total que queda después del cambio, o sea, solamente de productos o incluso de reactivos sobrantes. Ley de las proporciones definidas: cuando se combinan 2 o más elementos para dar lugar a un compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija. La formulo el químico francés Joseph Louis Proust en 1802. Esta ley se refiere al hecho de que, por ejemplo, en el NaCl (cloruro de sodio), invariablemente se encuentran iones de Na y Cl en una proporción de 1 a 1. Mientras en el H2O, la relación H y O, es 1 a 2. Si estas relaciones cambiaran, entonces se tratarían de sustancias diferentes. Ley de las proporciones múltiples: 2 elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar como resultado compuestos diferentes. Esta ley fue formulada en 1803 por John Dalton. Por ejemplo. El H2O y el H2O2 (agua oxigenada) son 2 sustancias con propiedades diferentes. Aunque están compuestas por átomos del mismo tipo: H y O, la proporción en la que se encuentran, 2 a 1 y 2 a 2, hace a las sustancias distintas. Ley de las proporciones reciprocas: las masas de los elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas de los 2 cuando se combinan entre si. Dicha ley la enuncio el químico Jeremias Ritcher. Esta ley surgió a partir de las observaciones que hizo Ritcher sobre varios compuestos. Por ejemplo, 2g de H se combinan con 16g de O para dar 18g de H2O. Por otro lado 6g de C reaccionan con 16g de O para producir CO2 (dióxido de carbono)). Ahora bien, cuando por su parte el C y el H forman CH4 (metano), la relación en masa C/H es igual a 12/4=3, que coincide exactamente con la relación entre las masas que reaccionan, cada una por su lado, con el O 6/2=3 Cálculos o Relaciones Estequiométricas Los cálculos de este tipo ocupan un lugar importante en la química; se emplean de forma rutinaria en los análisis químicos, en la industria alimenticia o en la farmacéutica, en los laboratorios de análisis clínicos y en general, durante la producción de todas las sustancias químicas que la industria utiliza y todos los productos que se venden al consumidor. Si se tiene la ecuación balanceada y se conoce la cantidad de una sustancia (ya sea reactivo o producto) que participa en una reacción química, se pueden calcular las cantidades de los demás reactivos y productos. Una ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para realizar cálculos estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por ejemplo, durante la combustión del propano, que es el gas que se emplea en los encendedores, se produce CO2 Y H2O. La representación de esta reacción y la información que se obtiene con ella, es la siguiente; C  3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O 1 mol 5 moles 3 moles 4 moles 22.4 L 112 L 67.2 L 89.6 L 44g 160g 132g 72g Para resolver problemas estequiométricos se realizan los siguientes pasos: 1.- Escribir correctamente la ecuación química que representa la reacción indicada en el problema. 2.- Balancear la ecuación (si se necesita). 3.- Leer con atención l problema para saber que se pregunta y cuáles son los datos que se proporcionan. 4.- Identificar las sustancias en la ecuación y subrayarlas. 5.- Escribir, los datos que se proporcionan en el problema 6.- Escribir los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo con el planteamiento del problema. 7.- Con estos datos, establecer la relación y hacer las operaciones correspondientes para obtener el resultado. |
