CAPÍTULO 3

ESTEQUIOMETRÍA

ANÁLISIS DIMENSIONAL

La palabra dimensión tiene un significado especial en Física, ya que esta suele significar la naturaleza de

una cantidad

Los símbolos empleados para especificar masa, longitud y tiempo,

son: M, L y T, respectivamente.

Para indicar ciertas unidades físicas frecuentemente se hace uso de

corchetes [ ].

Las dimensiones de área y volumen se reseñan a continuación:

Área (L2) Volumen (L3)

Habrá ocasiones que se tendrá que deducir ciertas fórmulas, para lo cual el análisis dimensional es muy útil, ya que se puede utilizar en el proceso de

deducción y verificación de la expresión final.

El análisis dimensional aprovecha el hecho de que las dimensiones pueden tratarse como cantidades algebraicas.

Es decir, las cantidades pueden sumarse o restarse sólo si se tienen las mismas dimensiones, asimismo los términos en ambos lados de una ecuación deben tener las mismas dimensiones.

FACTORES DE CONVERSIÓN1 centimetro 0,3937 pulgadas

1 pulgada 2,54 centímetros

1 metro

1,0936 yardas  3,2808 pies  39,370 pulgadas

1 kilómetro 0,6214 millas

1 milla 1,6093 kilómetros

En muchas situaciones en Física, tenemos que realizar operaciones con magnitudes que vienen expresadas en unidades que no son

homogéneas. Para que los cálculos que realicemos sean correctos, debemos

transformar las unidades de forma que se cumpla el principio de homogeneidad.

CONVERSIÓN DE UNIDADES

Por ejemplo, si queremos calcular el espacio recorrido por un móvil que se

mueve a velocidad constante de 72 Km/h en un trayecto que le lleva 30 segundos,

debemos aplicar la sencilla ecuación

S = v·t, pero tenemos el problema de que la velocidad viene expresada en

kilómetros/hora, mientras que el tiempo viene en segundos.

Esto nos obliga a transformar una de las dos unidades, de forma que ambas sean la misma, para no violar el

principio de homogeneidad y que el cálculo sea acertado.

Para realizar la transformación utilizamos los factores de conversión. Llamamos factor de conversión a la

relación de equivalencia entre dos unidades de la misma magnitud, es decir, un cociente que nos indica los valores numéricos de equivalencia entre ambas

unidades

En nuestro caso, el factor de conversión entre horas y segundos viene dado por las expresiones anteriores:

1 hora = 3600 segundosPara realizar la conversión, simplemente colocamos la

unidad de partida y usamos la relación o factor adecuado, de manera que se nos simplifiquen las unidades de partida y obtengamos el valor en las

unidades que nos interesa. En nuestro caso, deseamos transformar la velocidad de Km/hora a Km/segundo, por lo cual usaremos la primera de las expresiones, ya

que así simplificamos la unidad hora

Sistema Internacional de Unidades

En este sistema tenemos 7 magnitudes y sus correspondientes unidades los llamamos fundamentales, mientras que el resto de unidades son derivadas, es decir, se expresan en función de las fundamentales.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Teoría de Dalton

En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su

teoría atómica; en dicha teoría sugiere:

POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.

Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico.

Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades.

Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.

Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.

-De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones:Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Ley de proporciones definidas (Proust). Ley de proporciones múltiples (Dalton). Ley de proporciones recíprocas (Ritcher-Wenzel) Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac) Hipótesis de Avogadro

LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)

“En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.

Ejemplo: 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST)

“Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”.

Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST) EJEMPLOS

Azufre + Hierro Sulfuro de hierro 4 g 7 g 0 g Inicial 11 g Final 4 g 10 g 0 g Inicial 3 g 11 g Final 8 g 7 g 0 g Inicial 4 g 11 g Final

LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS (PROUST). EJEMPLOS

Azufre + Hierro Sulfuro de hierro 12 g 30 g 0 g Inicial 9 g 33 g Final 25 g 35 g 0 g Inicial 5 g 55 g Final 13,5 g 24,9 g 0 g Inicial 1,275 g 37,125 g Final

Se sabe que 8 g de azufre reacciona con 12 g de oxígeno para dar 20 g de trióxido de azufre:

a)a) ¿Cuántos gramos de oxígeno reaccionarán con 1 g de azufre y qué cantidad de trióxido de

azufre se obtendrá;

b)b) si se descomponen 100 g de trióxido de azufre ¿cuántos gramos de azufre y de oxígeno

se obtendrán?

EJEMPLOEJEMPLO::

a)a) Azufre + Oxígeno Trióxido de azufre 8 g 12 g 20 g

1 g m(O2) m(SO3)

1g · 12 g 1 g · 20 gm(O2) = ———— = 1,5 g ; m(SO2) = ———— = 2,5 g

8 g 8 g

b)b) m(S) m(O2) 100 g

100 g · 8 g 100 g · 12 gm(S) = ———— = 40 g ; m(O2) = ————— = 60 g 20 g 20 g

EJEMPLOEJEMPLO::

LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON).

“Cuando en la unión de dos elementos se puede formar más de un compuesto, se cumple que para una cantidad fija de uno de los elementos, la relación en la que se encuentra el otro en los compuestos que se forman es una relación sencilla (2/1, 3/1, 3/2…)”.

LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON). EJEMPLO.

Óxidos de cobre % cobre % oxígeno I 88,83 11,17 II 79,90 20,10 masa cobre

masa oxígeno I 7,953 masa Cu / masa Ox. II 3,975 masa Cu / masa Ox. 7,953 / 3,975 2 / 1

Dependiendo de las condiciones experimentales 14 g de nitrógeno

pueden reaccionar con 8 g, 16 g, 24 g, 32 g y 40g de oxígeno para dar cinco

óxidos diferentes.

Comprobar que se cumple la ley de Dalton.

EJEMPLO:

EJEMPLO

Sean los óxidos I, II, III, IV y V respectivamente. Las distintas masas de O que se combinan con una

cantidad fija de N (14 g) guardan las relaciones:

m Ox. (V) 40g 5 m Ox. (IV) 32 g 4————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m Ox. (I) 8 g 1

m Ox. (III) 24g 3 m (II) Ox. 16 g 2————— = —— = — ; ————— = —— = —m Ox. (I) 8 g 1 m (I) Ox. 8 g 1

LEY DE LOS PESOS DE COMBINACIÓN (RITCHER-WENZEL)

“Las masas de elementos diferentes que se combinan con una misma masa de un

elemento dado, nos dan la relación con la que aquellos se combinan entre si, o bien

múltiplos o submúltiplos de dichas masas”.

LEY DE PROPORCIONES RECÍPROCAS (RITCHER). EJEMPLO.

Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano.

LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN (GAY-LUSSAC).

“A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gasesgases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

EJEMPLO DE LA LEY DE VOLÚMENES DE COMBINACIÓN

GAY-LUSSAC

2 litros de hidrógeno se combina con 1 litro de oxígeno para dar 2 litros de agua (gas).

1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

EXPLICACIÓN VISUAL DE LAS LEYES DE PROUST Y DALTON A

PARTIR DE LA TEORÍA ATÓMICA

Ley de Dalton

Ley de Proust

átomo El átomo es la menor fracción en que puede dividirse un elemento simple sin que pierda sus propiedades químicas

y pudiendo ser objeto de una reacción química.

moléculaPartícula formada por una agrupación ordenada y

definida de átomos, que constituye la menor porción de un compuesto químico que puede existir

en libertad.

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

CONCEPTO DE MOL

EL MOL ES UNA UNIDAD DE MASA EN QUÍMICA

UN MOL DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA EQUIVALE A UN NÚMERO DE GRAMOS QUE COINCIDE, SÓLO NUMÉRICAMENTE CON LA MASA

MOLECULAR

NÚMERO DE AVOGADRO

ES EL NÚMERO DE PARTÍCULAS CONTENIDAS EN UN MOL DE

UNA SUSTANCIA DADA

NA = 6.023*1023

CONCEPTO DE MOL

Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de átomos o moléculas.

En el caso de que sea NA átomos se le llama también átomo-gramo.

Corresponde a la masa atómica o molecular expresada en gramos.

Definición actual: El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).

HIPÓTESIS DE AVOGADRO.

“Volumenes iguales, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, de gases distintos; contienen el mismo número de moléculas”.

Un mol de cualquier gas en condiciones normales, es decir ( P = 1 atm; T = 0 ºC); ocupa un Volumen de 22,4 litros y contienen:6,022 x 1023moléculas,

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES

La masa atómica de un átomo se calcula hallando la masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.

La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

Ejemplo: Calcular la masa molecular del H2SO4 M (H2SO4) = 1,008*2 + 32,06*1 + 16,00*4 = 98,076

es la masa de una molécula. Normalmente, suele expresarse como

M (H2SO4) = 98,076 g/mol

CÁLCULO DEL NÚMERO DE MOLES.

m (g)n (mol) = —————

M (g/mol)

Ejemplo: Calcular cuantos moles de CO2 habrá en 100 g de dicha sustancia.

m (g) 100 g n = ————— = ———— = 2,27 moles CO2

M (g/mol) 44 g/mol

¿ Cuántas moléculas de Cl2 hay en 12g de cloro molecular? Si todas las moléculas de Cl2 se disociaran para dar átomos de cloro, ¿Cuántos átomos de cloro atómico se obtendrían?

Ejercicio:

La masa molecular de Cl2 es 35,45 · 2 =70,9 . Luego un mol de Cl2 son 70,9 g. En los 12 g de Cl2 hay:

12 g = 0,169 moles de Cl2

70,9 g/mol

Teniendo en cuenta que en un mol 6,02 · 1023 moléc. 0,169 moles contienen:

0,169 moles · 6,02 ·1023 moléculas/mol =

= 1,017 · 1023 moléculas Cl2

2 át. Cl1,017·1023 moléc. Cl2 · = 2,034·1023 át. Cl moléc. Cl2

COMPOSICIÓN EN PESO DE UNA MOLÉCULA

A partir de la fórmula de un compuesto podemos deducir la composición centesimal de cada elemento que contiene aplicando simples proporciones.

La suma de las proporciones de todos los elementos que componen una sustancia debe dar el 100 %.

Calcular el % de plata, nitrógeno y oxígeno que contiene el nitrato de plata.

Ejemplo:

M (AgNO3) = 107,9 +14,01 + 16,00 • 3 = 169,91 M (AgNO3) = 169,91 g/mol

107,9 g (Ag) · 100 % Ag = ———————— = 63,50 % de Ag

169,91 g (AgNO3)

14,01 g (N) · 100 % N = ———————— = 8,25 % de N

169,91 g (AgNO3)

48,0 g (O) ·100 % O = ———————— = 28,25 % de O

169,91 g (AgNO3)

FACTOR GRAVIMÉTRICO

Un factor gravimétrico (o factor químico) puede definirse como el

peso de una sustancia deseada equivalente al peso unitario de una

sustancia dada.

Los factores gravimétricos son fundamentales para realizar cálculos,

especialmente cuando se hacen análisis repetidos de un determinado

constituyente.

LA REACCIÓN QUÍMICA

Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras

EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar un

nuevo compuesto H2O.las sustancias iniciales se llaman reactivos o

reactantes y las que resultan se llaman productos.

ECUACIÓN QUÍMICA

La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los

reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la ecuación, si tiene lugar también

la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.

En la ecuación química los números relativos de moléculas de los

reaccionantes y de los de los productos están indicados por los coeficientes de las

fórmulas que representan estas moléculas.

HCl +  NaOH→ NaCl +  H2O

1.Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y

(ac) acuoso (en solución)

2. Deben indicarse los catalizadores sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la

reacción y que no son consumidos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y

productos.

CARACTERÍSTICAS DE LA ECUACIÓN:

6CO2 + 6H2O C6H12O6   +  6O2

luz solar

3. Deben indicarse el desprendimiento o absorción de energía

4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el numero de átomos que entran debe ser igual

a los que salen

EJEMPLO: 2H2(g)+ O2(g)→2H2O (l)   +  13 kcal

5. Si hay una delta sobre la  flecha   indica que se suministra calor a la reacción

EJEMPLO:

Δ KClO3 KCl   + O2

 

BALANCEO DE ECUACIONES

Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se

fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes numéricos que hagan que el

numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto

en reactantes como en productos

 

1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN Este método es utilizado para ecuaciones

sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual

número de átomos tanto en reactantes como en productos.

EJEMPLO:N2 + H2 → NH3

HAY VARIOS MÉTODOS PARA EQUILIBRAR ECUACIONES

Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana

electrones y cual los pierde

2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN

ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADA

EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

BALANCE DE MATERIA

ÁTOMOS, GRAMOS

y

MOLES

EXCESO O DEFICIENCIA DE REACTIVOS

Reactivo LimitanteCuando se ha ajustado una ecuación, los

coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y

en los productos. También representan el número de

moléculas y de moles de reactivos y productos. 

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le

conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de

producto formado.Reactivo limitante es aquel que se

encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber los

moles de un producto obtenidos a partir de un número conocido de moles de un

reactivo.

La relación de moles entre el reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada.

 

A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las

cantidades exactas de reactivos.

Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o

más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del

reactivo menos abundante.

RENDIMIENTO

Rendimiento realCantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una

reacción dada.

Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de

determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se

consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente

el producto.

Rendimiento teórico

Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el

rendimiento teórico.

Rendimiento porcentual

REACCIONES SIMULTÁNEAS