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| La estequiometria se fundamenta en la ecuación química balanceada. |
La cantidad de una sustancia se
puede expresar en dos unidades: gramos y moles.
Mol: Es la cantidad en gramos numéricamente igual a la masa de un átomo de una molécula; este es un término colectivo y tiene una equivalencia de 6.02 x 1023 unidades (numero de Avogrado).
Mol: Es la cantidad en gramos numéricamente igual a la masa de un átomo de una molécula; este es un término colectivo y tiene una equivalencia de 6.02 x 1023 unidades (numero de Avogrado).
Ej: 1 mol de Carbono equivale a
12 gramos del mismo, pues el carbono pesa 12 u.m.a y esta
cantidad contiene
6.02 x 1023 átomos de Carbono.
Leyes
Ponderales
Son las que rigen el
comportamiento de la materia, en cuanto a peso de las sustancias que
intervienen en una reacción. Estas son descritas a continuación:
1.
Ley de Conservación
de la Materia: La cantidad en masa de los reactivos debe ser
igual a la cantidad en masa de los
productos. Para que se cumpla esta ley es necesario balancear la ecuación
química. Esto quiere decir que si en un proceso químico cualquiera se pone a
reaccionar dos compuestos con un peso determinado, al momento de obtener el
producto de la reacción debe conservarse el mismo peso para dichas sustancias.
2.
Ley de las
Proporciones Definidas: En toda reacción química, los reactivos se
combinan en una proporción fija de pesos. Lo importante de esta ley radica en
comprender que cada vez que dos elemento reaccionen para dar un compuesto el
peso de cada uno siempre será constante, es decir si se tiene esta reacción
química:
2H2 + O2 → 2H2O
Podemos observar que dos moles de hidrogeno (4 g)
reaccionan con un mol de oxigeno (32 g). Siempre que estos elementos vallan a
reaccionar para formar agua lo harán en
esta misma proporción: 4/32.
3.
Ley de
las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos se unen para formar más
de un compuesto, si la masa de uno permanece constante, la masa del otro varía
en una relación de números sencillos. Por ejemplo con los elementos Hidrogeno y
Oxigeno podemos formar agua y también Peróxido de Hidrogeno, tal como lo podemos ver en las reacciones
siguientes:
2H2
+ O2 → 2H2O O = 16 u.m.a
H2 + O2 → H2O2 H = 1 u.m.a
En ambas reacciones la masa de oxigeno permanece constante
(32 gramos). En cambio la mas del hidrogeno en la primera es de 4 gramos y en
la segunda es de 2 gramos, varia en una
relación de números enteros sencillos (2/1).
Cálculos
Estequiometricos
o
Mol –Mol:
Para un ejercicio de este tipo primero se debe balancear la ecuación, luego se
identifican las sustancias implicadas en el problema y posteriormente se realiza
un regla de tres y se efectúa el cálculo.
Ej:
Cuantas moles de HCl se necesitan para obtener 0.6 moles de Cl2 en
la ecuación:
HCl + O2
→ Cl2 +H2O
En este ejercicio
no están relacionando las moles de dos sustancias, por lo que puede afirmarse
que debemos hacer un cálculo mol-mol. Primero que todo balanceamos la ecuación:
4HCl + O2
→ 2Cl2 +2H2O
Las sustancias
problemas son el HCl y el Cl2. Estableciendo una relación entre
ellas tenemos:
4 moles de HCl → 2 moles de Cl2
X →
0.6 moles de Cl2
Resolviendo regla
de tres obtenemos que:
X = (0.6 moles de
Cl2 * 4 moles de HCl) /2 moles de Cl2
o
Masa –Masa: Para resolver estos ejercicios las moles se deben llevar a
gramos, debido a que la ecuación esta en términos de moles.
Ej: El Oxigeno se obtiene por descomposición del
clorato de Potasio como se muestra en la siguiente reacción balanceada:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
¿Cuántos gramos de Oxigeno se obtienen a partir de
61.27 g de Clorato?
Primero que todo hallamos los pesos moleculares de
la sustancia problema:
K = 39.1 g/mol; Cl = 35.5 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol
Pm. KClO3 = 122.55 g/mol x 2 = 245.10 g/mol
Pm. O2 = 32 g/mol x 3 = 96 g/mol
Ahora planteamos la regla de tres:
245.10 g/mol KClO3 → 96 g/mol O2
61.27 g KClO3
→ X
Despejamos:
X = (96 g/mol O2 * 61.27 g KClO3)
/ 245.10 g/mol KClO3
o
Mol –Masa: Una de las sustancias problema está dada en gramos y la otra
en moles. Al momento de establecer la relación estequiometrica debemos expresar
las sustancias implicadas en las mismas unidades.
Ej: ¿Cuántos moles de cloruro de sodio, se necesitan para
producir 355 g de cloro? Según la ecuación química:
NaCl → Na + Cl 2
Primero balanceamos la ecuación
2NaCl → 2Na + Cl 2
Ahora calculamos el número de moles de Cl2
n = (355 g) / (71 g/mol) = 5 mol Cl2
Se plantea la regla de tres:
2 moles de NaCl →1 mol Cl2
X → 5 mol Cl2
X = (2 moles de NaCl * 5 mol Cl2) / 1 mol Cl2
Reactivo Limite: Se define como la sustancia que se consume totalmente en el
curso de una reacción química. En los ejercicios que se presentan las
cantidades de masa de un reactivo es necesario determinar cual corresponde al reactivo
límite, ya que es este quien determina la cantidad real de producto formado.
Para entender lo descrito anteriormente analicemos el
siguiente ejemplo:
¿Qué masa
de CO2 se producirá al reaccionar 8 g de CH4 con 48 g de
O2 en la combustión del metano?
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Para obtener los gramos de CO2 que se forman,
debemos saber cuál es el reactivo limite, ya que es partir de este del que
haremos los cálculos posteriores.
Con el fin de conocer que sustancia se consume primero,
obtenemos el número de moles de cada reactivo y comparamos la proporción con la
que se establecen en la ecuación:
n de CH4 = (8g / 16 g/mol) = 0.5 mol
n de O2 = (48 g / 32 g/mol) = 1.5 mol
La ecuación nos indica la proporción 1 mol de CH4 reacciona
con 2 moles de O2. Con los valores dados: 0.47 mol CH4
reaccionan exactamente con 0.47 g de O2, como se dispone de 1.5 g O2 quedara en exceso de
O2 (1.03 g) indicando que el reactivo
limite es el CH4 cuyas moles se consumen por completo.
Una vez tenemos el reactivo límite procedemos a realizar el
ejercicio con este reactivo:
8 g de CH4 → 16 g CH4
X → 44 g CO2
X = (8 g CH4 * 44 g CO2) /16 g CH4
