ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA

        DOCENTE        : Mg. Blanca Pasco Barriga

1. ESTEQUIOMETRÍA: Rama de la química que estudia las leyes de la combinación química y el cálculo de las variables, relacionadas directamente con la composición química y las reacciones.

Muchos de los problemas de Estequiometria nos indican que una cantidad es convertida en otra y las ecuaciones químicas nos sirven para calcular las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones químicas.

PESO FÓRMULA: El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de los elementos que participan en la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma (g).

Ejemplo: Calcular el peso fórmula del ácido fosfórico.

Ejemplo: Calcular el peso fórmula del nitrato de calcio.

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir a sustancias que existen como moléculas discretas. Asimismo, existen sustancias que al cristalizar a partir de una solución acuosa se unen a moléculas de agua, que al acercarse el cristal las moléculas de agua permanecen atrapadas en él.

Ejercicios: Determinar el número de moles de lo siguiente:

1. 684 g de sulfato de aluminio.
2. 540 g de permanganato de potasio
3. 120 g de cafeína                C2H10N4O2
4. 380 g de dolomita                ( Ca, Mg ) ( CO3 )2

LEYES PONDERABLES: Conjunto de leyes descubiertas experimentalmente las cuales hacen referencia a las relaciones que, en unja reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción.

1. Ley de Conservación de las Masas: Lavoisier mediante experimentación constante, dedujo que la masa de un sistema permanece invariable, aún cuando en él ocurran reacciones químicas. A partir de ello, la ley de Lavoisier o Ley de Conservación de Masas se puede enunciar del siguiente modo:

[pic 3][pic 4]

Esta ley está restringida a sistemas cerrados, es decir sistemas imposibilitados de intercambiar materia con el exterior.

Simbólicamente esta ley es expresada como:        A  +  B  +  C                        D  +  E[pic 5][pic 6]

Ejemplo: Si combinamos 4g de azufre con 7g de hierro, se obtendrán 11g de sulfuro ferroso. Esto se puede representar así:

S     +  Fe                        FeS[pic 7]

Ms  +  MFe                        MFeS[pic 8]

Una consecuencia inmediata de la ley de Lavoisier es la llamada ley de conservación de los elementos. En ella se conserva la masa y la clase de elementos; así en la combinación:

2Ca  +  O2                        2CaO[pic 9]

1. Ley de las Proporciones Definidas:  En 1799 Louis J. Proust estableció que cuando los elementos se combinan para formar un compuesto determinado, no lo hacen en cualquier proporción sino en proporciones definidas y constantes. Esta ley puede ser enunciada así:

La relación entre las masas de los elementos que

forman un compuesto determinado es constante.

Ejercicio N° 1: Si el peso atómico del oxígeno es 16 y la del hidrógeno 1.

1. ¿Cuántas moles de átomos de oxígeno habrán en 360 g de agua?
2. ¿Cuántas moles de moléculas de oxígeno reaccionarán para formar esta cantidad de agua?

1. Ley de las Proporciones Múltiples: Dalton estudió la relación de masas entre dos o más elementos que se unen para formar más de un compuesto.

El hidrógeno y el oxígeno, por ejemplo, al unirse pueden formar agua o también agua oxigenada. En el agua se combinan dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, es decir 2g de hidrógeno con 16g de oxígeno. En cambio, en el agua oxigenada son 2g de hidrógeno que se combinan con 32g de oxígeno.

Luego la relación de masas de oxígeno en los dos compuestos es 16g/32g = 1 : 2

Si hacemos lo mismo con el hidrógeno tenemos 2g/2g = 1 : 1

Al generalizar el resultado anterior, la ley de Dalton puede enunciarse del siguiente modo:

[pic 10]

Ejemplo: Verificar la ley de Dalton para:

32g de azufre[pic 11][pic 12]

SO2[pic 13]

        32g de oxígeno[pic 14][pic 15]

32g de azufre[pic 16][pic 17][pic 18][pic 19]

SO3[pic 20][pic 21]

48g de oxígeno[pic 22][pic 23]

Las masas de azufre en ambos compuestos son las mismas (32g). la relación entre las masas de oxígeno, en ambos compuestos es 32g/48g, es decir 2 : 3

1. Ley de las Proporciones Recíprocas:

[pic 24]

Ejemplo:

Si 16 partes en peso de oxígeno se combinan con dos de hidrógeno para formar agua y; por otro lado 40 partes de calcio se combinan con dos de hidrógeno para formar hidruro de calcio; entonces 16 partes de oxígeno reaccionarán con 40 de calcio para formar óxido de calcio.

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS

La conversión completa desde un reactante (cantidad A) hasta un producto (cantidad B), requiere de tres pasos:

1. Conversión de una cantidad medida en unidades, tal como gramos o litros en una cantidad medida en moles.
2. Determinación a partir de una ecuación balanceada, del número de moles de una segunda sustancia que son equivalentes al número de moles del primero.
3. Conversión del número de moles de la segunda sustancia en la masa de la misma sustancia o un volumen de cierta concentración.

[pic 25][pic 26]

[pic 27][pic 28][pic 29]

[pic 30][pic 31][pic 32][pic 33][pic 34]

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