La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas




descargar 54.05 Kb.
títuloLa estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas
fecha de publicación26.12.2015
tamaño54.05 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Ley > Documentos
ESTEQUIOMETRÍA O

CÁLCULOS QUÍMICOS.


La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas.
No hace falta ahondar mucho para entender la importancia que tienen los cálculos matemáticos en la industria química.
Es un verdadero encanto saber desde el escritorio, cómo se realizará el proceso en la fábrica o en el laboratorio. Cualquier detalle puede preverse. La estricta y correcta planificación de los procesos químicos, permiten eficiencia cercana al 100%, aspecto importante este, ya que los costos se deprimen y la calidad de los productos se mejora.
2.1. LA EFICIENCIA Y LA CALIDAD DE LOS PRODUCTOS QUIMICOS TIENEN QUE VER CON LA ESTEQUIOMETRÍA.
Hay un cierto número de leyes que se cumplen con estricta constancia en los procesos químicos, independientemente de la voluntad del químico. Algunas de esas leyes queremos enunciarlas como complemento al conocimiento, que soportará nuestras conclusiones en los cálculos químicos.
2.1.1. Toda reacción química está gobernada por las restricciones físicas de la conservación de la masa y de la energía. Este hecho es fundamental para el trabajo de la estequiometría.
2.1.2. En la formación de los compuestos químicos, los pesos que intervienen de cada elemento, son fijos y no se modifican por exceso de alguno de ellos o por la presencia de alguno extraño. Esta es la ley de las proporciones definidas. Gracias a esta ley sabemos que 2 gramos de hidrógeno se unen con 16 gramos de oxígeno para formar una molécula de agua; se mantendrá esta proporción cualquiera sea la circunstancia de tiempo y lugar que acompañe el proceso. El agua colombiana tiene la misma composición del agua Rusa o Australiana. ¡¡NO ADMITE VARIACIONES!!.
2.1.3. Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos de uno de los elementos que se combina con el mismo peso del otro, se presenta en relación de números enteros pequeños. Miremos como ejemplo, los posible óxidos del nitrógeno:
N2O, N2O2, N2O3, N2O4, N2O5. Dese cuenta que siempre aparecen dos nitrógenos, pero el peso del oxígeno se va aumentando cada vez de manera proporcional. Detalle que la relación entre el peso del nitrógeno y los diferentes pesos del oxígeno, se pueden expresar con números enteros pequeños. En este caso la relación es 1: 2 : 3: 4: 5.
Hay otras leyes que juegan dentro del contenido estequiométrico, pero que por tratarse de los gases le daremos consideración aparte, cuando entremos a este capítulo.
La clasificación periódica de los elementos, tal como se considera en la actualidad, se rige por los números atómicos, en esta forma se ve mucho mejor la periodicidad en las propiedades. En un principio y tal como lo propuso Mendeljeff los elementos estaban clasificados de acuerdo con sus pesos atómicos, debido a que también se aprecia cierta periodicidad, en los pesos de los elementos y su distribución por grupos.

SI QUEREMOS OBTENER EL MÁXIMO PROVECHO DE LA TABLA PERIÓDICA ES NECESARIO MANEJARLA DESDE AMBOS CONCEPTOS (EL NÚMERO Y LA MASA).
AHORA, CUANDO QUEREMOS HACER CÁLCULOS QUÍMICOS, SE VUELVE IMPORTANTE LA MASA ATÓMICA Y LA PODEMOS MANEJAR DESDE VARIOS ÁNGULOS :


  1. EL PESO O MASA DEL ELEMENTO.



  1. EL PESO O MASA DEL ELEMENTO CAPAZ DE CAPTAR O ENTREGAR UN ELECTRÓN


  1. EL PESO O MASA DEL ELEMENTO CAPAZ DE UNIRSE A OTRO ELEMENTO.

MIREMOS UN PRIMER EJEMPLO DE APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRÍA:
Reacción : H2 + O2  H2 O
Ecuación: 2H2 + O2  2 H2 O
Lectura de la Ecuación:
DOS MOLÉCULAS DE HIDRÓGENO SE COMBINAN EXACTAMENTE CON UNA MOLECULA DE OXÍGENO PARA FORMAR DOS MOLECULAS DE AGUA.
También puedo leerla en término de moles, así :
DOS MOLES DE HIDRÓGENO, SE COMBINAN EXACTAMENTE CON UNA MOL DE OXÍGENO, PARA FORMAR DOS MOLES DE AGUA.
También puedo leerla en términos de gramos, así:
CUATRO GRAMOS DE HIDRÓGENO, SE COMBINAN EXACTAMENTE CON 32 GRAMOS DE OXÍGENO, PARA PRODUCIR 36 GRAMOS DE AGUA.
Aún, puedo leerla en términos de fórmulas y símbolos, así:
DOS FÓRMULAS DE HIDRÓGENO PUEDEN COMBINARSE EXACTAMENTE CON UNA FÓRMULA DE OXÍGENO, PARA PRODUCIR DOS FÓRMULAS DE AGUA.
Representemos simbólicamente la ecuación con sus lecturas:

2 H2 + O2  2 H 2 O

2 Fórmulas de Hidrog + 1 fórmula de Oxigeno  2 fórmulas de agua

2 Moléculas de Hidrog + 1 molécula de oxigeno  2 moléculas de agua

2 moles de Hidrog + 1 mol de Oxigeno  2 moles de agua

2 (2 g) de Hidrog + 2 (16 g) de Oxigeno  2 (18 g) de agua

AHORA PUEDE ESTABLECER LAS RELACIONES QUE DESEE.

MIREMOS CASOS :


  1. Puedo afirmar, según la ecuación, que a partir de dos fórmulas de hidrógeno, se obtienen dos fórmulas de agua.




  1. También puedo afirmar que dos fórmulas de hidrógeno, necesitan una fórmula de oxígeno para producir dos fórmulas de agua.




  1. Puedo, además, afirmar que dos fórmulas de hidrógeno se combinan exactamente con una molécula de oxígeno, para producir dos moléculas de agua.




  1. Puedo afirmar que con 2 moles de hidrógeno sólo puedo obtener 2 moles de agua. (Esto quiere decir que si sólo tengo una mol de hidrógeno, sólo podré obtener una mol de agua).




  1. Con cuatro gramos de hidrógeno, puedo obtener 36 gramos de agua.




  1. Cuatro gramos de hidrógeno, se combinan exactamente con 32 gramos de oxígeno.




  1. Si en la ecuación sólo hay 16 gramos de oxígeno, sólo entrarán en reacción dos gramos de hidrógeno y en consecuencia la cantidad de agua producida será de 18 gramos.


En resumen: puedo establecer múltiples relaciones, según las necesidades. Puedo relacionar fórmulas, moles y gramos.
EJEMPLOS SENCILLOS Y PRÁCTICOS.


  • ¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para obtener 9 gramos de agua?


Mirando la ecuación, podemos constatar que con una mol de oxígeno se pueden obtener 36 gramos de agua; Si sólo requerimos 9 gramos de agua ( la cuarta parte), se requerirá la cuarta parte de oxígeno, estos es: 0,25 moles.
¿Cuatro moles de hidrógeno con cuántos gramos de oxígeno se combinan y cuántas moles de agua pueden formar?
Por la ecuación sabemos que dos moles de hidrógeno, producen dos moles de agua, entonces cuatro moles de hidrógeno producirán cuatro moles de agua. Dos moles de hidrógeno se combinan exactamente con una mol de oxígeno, o sea 32 gramos; las cuatro moles de hidrógeno requerirán dos moles de oxígeno, o sea 64 gramos.



  • Si deseo obtener 36 Kilogramos de agua, ¿cuántos kilogramos de hidrógeno tienen que reaccionar con suficiente oxígeno?


Cuatro gramos de hidrógeno se combinan con 32 gramos de oxígeno y forman 36 gramos de agua; en la misma forma cuatro kilogramos de hidrogeno se combinan exactamente con 32 kilogramos de oxigeno para formar 36 kilogramos de agua.


  • Si en una experiencia particular sólo poseo 16 gramos de oxígeno, ¿cuánta agua se puede formar y cuánto hidrógeno debe estar presente?


La ecuación es clara: 4 gramos de hidrogeno se combinan con 32 gramos de oxígeno; si sólo hay 16 gramos de oxígeno, lógicamente se requerirán sólo dos gramos de hidrógeno. La ecuación nos dice que con 32 gramos de oxígeno se pueden obtener 36 gramos de agua, entonces si sólo tenemos 16 gramos de oxígeno, el agua posible de obtener es 18 gramos.
HAGAMOS ALGUNOS EJERCICIOS

PARA AFINAR LOS CONCEPTOS:


  1. Mire bien la reacción para la formación del agua a partir de sus elementos; ahora responda:


Con 40 gramos de hidrógeno, cuántos gramos de agua puedo obtener?

  1. Si utilizo 40 gramos de Hidrógeno, ¿cuántos gramos de oxígeno necesito para que la reacción se realice completamente?




  1. Supongamos que no tengo sino 300 gramos de oxígeno disponible, entonces no pueden reaccionar los 40 gramos de hidrógeno... ¿Cuántos gramos de Hidrógeno sobran? Por qué?




  1. Con los 300 gramos de oxígeno disponible, ¿cuánta agua puedo obtener?




  1. Con 0,1 mol de hidrógeno, ¿cuántas moles de agua puedo obtener? Cuánto oxígeno se necesita?




  1. Con 0,1 mol de hidrógeno, ¿cuántos gramos de agua consigo?

______________________________________________________________________________________________
2.2. CONCEPTO DE RENDIMIENTO Y PUREZA.
Apreciamos mucho un animal de raza pura y los hijos que genera son costosos en el mercado. También apreciamos una joya legítima, auténtica, certificada, porque no se trata de una imitación. En la química también hay reactivos puros, muy apreciados por los laboratoristas pues con ellos se pueden lograr análisis muy confiables y obtener derivados de altísima pureza. Los reactivos puros los utilizamos para análisis cuantitativo y para la fabricación de drogas y para otro tipo de trabajos que requieren mucha precisión.
También acostumbramos echar gasolina EXTRA a los carros, porque estamos conscientes que este combustible rinde más y maltrata menos el motor. Los reactivos químicamente puros rinden más y garantizan una acción más efectiva y rápida.
Pureza y rendimiento son dos conceptos íntimamente ligados en la química. PUREZA SIGNIFICA CAPACIDAD MÁXIMA DE ACCIÓN. Si un reactivo es puro, no tiene sustancias ajenas que impidan o enmascaren su acción y por lo mismo su rendimiento será total o 100%.
Teóricamente todas las reacciones químicas se desarrollan con un 100% de rendimiento y esto nos sirve como marco de comparación para establecer lo que sucede en la práctica, donde realmente no es posible trabajar con el 100% de rendimiento.
Cuando hacemos una reacción química y la balanceamos, obtenemos una ecuación. Esa reacción teóricamente planteada, se desarrolla con el 100% de eficiencia; pero, cuando pasamos al plano de la práctica y efectuamos la reacción, con los reactivos que tenemos en el laboratorio, los resultados no son del 100%, ya que hay muchos factores que se oponen a la exactitud completa. Nuestro propósito es lograr el máximo de rendimiento, empleando reactivos químicamente puros.
Para entender bien el concepto de rendimiento y pureza, acudamos a ejemplos de la vida diaria.
VAMOS A LLAMAR PUREZA AL BUEN ESTADO ATLÉTICO Y LA BUENA SALUD DE UN OBRERO O DE UN DEPORTISTA.
Aplique la lógica en los siguientes problemas reales, sobre rendimiento y pureza:
1. - Un obrero saludable levanta un muro en un día, ¿cuánto se demorará si está medio saludable?

La respuesta es obvia: dos días. Tarda el doble en hacer su trabajo porque su rendimiento bajó a la mitad (está medio saludable, entonces su rendimiento también bajará en la misma proporción). En la misma forma un reactivo puro (saludable) efectúa una reacción al 100% de rendimiento; pero si el reactivo sólo tiene la mitad de su pureza, requerirá el doble en cantidad para hacer el trabajo solicitado.

2.- El obrero saludable levanta el muro en un día. ¿Cuánto levantará si está medio saludable? Es otra forma de plantear el problema. También la respuesta es obvia: LEVANTARÁ MEDIO MURO. REVISE BIEN EL PRIMER PROBLEMA Y COMPÁRELO CON ESTE. SON PROBLEMAS SIMILARES PERO DIFIEREN EN LO QUE SE PREGUNTA.
También en química un reactivo con el 100% de pureza, origina un producto total, completo; si la pureza es de sólo el 50%, producirá sólo la mitad del producto pedido.
3.- Un atleta saludable corre 100 metros en 10 segundos; cuánto tiempo tardará para correr los mismos 100 metros, si está medio saludable? DEBE TARDAR EL DOBLE, O SEA 20 SEGUNDOS. LA RAZÓN ES OBVIA: POCA SALUD, POCO RENDIMIENTO.
Un reactivo químico saludable, quiero decir puro, rinde el 100%. Si el reactivo químico está medio saludable, pureza del 50%, necesita el doble para producir la misma cantidad que cuando rinde al 100%.
4. - Un atleta saludable recorre 100 metros en 10 segundos; ¿cuánto recorrerá, si rinde la mitad?
SI RINDE LA MITAD, RECORRERÁ LA MITAD, 50 METROS.
Un reactivo químico al 100% de pureza rinde el 100%; Si el reactivo está al 50% de pureza, producirá la mitad del producto, mejor dicho, rinde la mitad.

HAGAMOS UN EJERCICIO SENCILLO



Vamos a obtener hidrógeno a partir del HCL y el Zn (reacción de desplazamiento).
2HCL + Zn  H2 + ZnCl2

2 moles un átomo gramo una mol una mol

73 gramos 65,37 gramos 2 gramos 136,38 gramos
PUEDO AFIRMAR QUE :


  • Con 73 gramos de HCL al 100% de pureza puedo obtener 2 gramos de Hidrógeno .




  • Con 73 gramos de HCL al 50% de pureza puedo obtener 1 gramo de Hidrógeno.




  • Necesito 146 gramos de HCL del 50% de pureza para obtener 2 gramos de hidrógeno.


NO OLVIDE QUE SI EL REACTIVO ES PURO, RINDE COMPLETO; SI EL REACTIVO ES MEDIO PURO, RINDE LA MITAD.



SI EL REACTIVO ES MEDIO PURO, REQUIERE EL DOBLE PARA RENDIR COMPLETO.
CREO QUE YA ESTÁ ENTERADO DEL SIGNIFICADO DE “-*PUREZA Y RENDIMIENTO”
HAGAMOS UNA PRUEBA SENCILLA, TOMANDO EL MISMO EJEMPLO:


  • De acuerdo con la reacción con 65,37 gramos de Zn del 100% de pureza, ¿cuánto ZnCl se puede obtener?




  • Si el Zn de la reacción sólo tiene una pureza del 60%, ¿cuántos gramos de Hidrógeno pueden obtenerse?



  • Si el rendimiento del Zn es sólo del 50%, ¿qué cantidad de este Zn se requerirá para obtener los 136,38 g de ZnCl2?.




  • Con 2 moles de HCL puedo obtener 2 gramos de Hidrógeno. Si el HCL sólo tiene un rendimiento del 60%, ¿cuántas moles de hidrógeno puedo obtener?




  • ¿Cuántos gramos de Hidrógeno puedo obtener con 36,5 g de HCL?




  • Si los 36,5 g de HCL tienen una pureza del 85%, ¿cuánto hidrógeno generarían?




  • Si en la reacción sólo hay 40 gramos de Zn; ¿cuánto HCL se requiere?



  • Si los 40 gramos de Zn rinden el 100%, ¿cuántas moles de hidrógeno se pueden obtener?


2.3. EVALUACION FINAL.

Mire bien esta reacción debidamente balanceada.
( Peso del S = 32,06 g Peso del O = 16 g Peso del Cu = 63,55 g)

Cu2 S + O2  2 Cu + SO2

1 fórmula 1 fórmula 2 símbolos 1 fórmula

1 mol 1 mol 2 átomos gramo 1 mol

159,16 g 32 gramos 127,1 gramos 64,06 gramos
OBSERVE que he escrito debajo de cada reactante y producto, su significado en moles y gramos. Como la reacción está balanceada, se convirtió en una ecuación, entonces puedo proceder a establecer muchas relaciones.

Es claro que puedo expresar el peso de las diferentes sustancias en Kg, Lb ó toneladas, si me conviene. No cambian los valores si a los pesos les asigno la misma unidad.
EMPECEMOS A RELACIONAR:
Según la ecuación, 1 mol de Cu2 S, produce dos átomos gramo de cobre. Esto quiere decir que media mol de Cu2 S, produciría un átomo gramo de cobre. ¡¡De acuerdo!! Dígame entonces... Para obtener medio átomo gramo de cobre, ¿cuánto Cu2 S, se necesita?
No pierda de vista la reacción y su significado. 159,16 g de Cu2 S, se combinan exactamente con 32 g de oxígeno y producen 64,06 gramos de SO2. Entonces, si sólo tengo 16 g de oxígeno, necesitaré la mitad de Cu2 S y se producirán 32,03 g de SO2 . ¡Bien! Dígame ¿cuánto cobre se produce?
Con media fórmula de Cu2S, ¿cuántos átomos gramo de cobre se pueden obtener?
Si la reacción se realiza sin problemas y los reactivos son puros, se dice que la eficiencia o rendimiento es del 100%. De hecho se supone que las reacciones que se nos presentan rinden al 100%. Partiremos siempre de esta suposición.

Podemos afirmar que 159,16 g de Cu2 S producirán 64,06 g de SO2. Si el rendimiento de la reacción es de sólo el 50%, entonces sólo se producirá la mitad de SO2. ¡Es Claro!
Dígame ¿cuántos gramos de cobre se producirán, si la reacción sólo rinde el 50%?. Por qué?
Un joyero me solicitó 12,71 Kg de cobre, con el fin de alearlos con oro y fabricar con su aleación prendas diversas. Tenía en mi laboratorio 7,958 Kg de Cu2S muy puro, que haciéndolo reaccionar con el oxígeno me producirían 6,355 Kg de cobre, esto es, la mitad del pedido. Me quedaba faltando 6,355 Kg para cumplir lo pactado. En el mercado sólo encontré Cu2 S de bajo rendimiento, con una pureza del 50%. ¿Cuántos Kg de Cu2 S impuro debo comprar para cumplir con el compromiso? ¿Por qué?

similar:

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconLee cuidadosamente, haz los cálculos correspondientes y subraya el...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconEstequiometría: Ecuaciones químicas

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconEstequiometría ecuaciones químicas

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconResumen se presentan una serie de ejercicios para estudiar cuestiones...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconA Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente,...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconCompleta las siguientes reacciones ácido-base, indicando qué especies...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconClasificación de las ecuaciones Químicas

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconCompetencia: Identifica los tipos de reacciones y ecuaciones químicas...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconCompetencia: Identifica los tipos de reacciones y ecuaciones químicas...

La estequiometría se refiere a los cálculos matemáticos, con base en las ecuaciones químicas iconCompetencia: Identifica los tipos de reacciones y ecuaciones químicas...


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com